38 Вопрос. Кислородн.Соединения азота.Хим.Разложение нитрата и нитрита аммония. Окислит.Св-ва азотн.К-ты и зависимость продуктов ее восстановления от концентрации и природы восстановителя.

Азот образует несколько оксидов, отличающихся по св-вам N₂O,NO,N₂O₃,NO₂,N₂O_4,N₂O₅. Оксиды N₂O и NO несолеобразующие,остальные – солеобразующие.

Оксид азота (I) N₂O получают обычно термич.разложением нитрата аммония. Это бесцветн.газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. Оксид азота устойчив только при комнатной t, при повышен. t разлагается на азот и кислород. В небольших дозах иногда применяют для наркоза, а в более высоких дозах он наоборот возбуждает нервную систему.

Оксид азота (II) NO – бесцветный,малорастворимый в воде газ,не взаимодействующий с ней химически. М.б. получен соединением азота с кислородом,но лишь при t>1000^оС. Он постоянно образуется во время грозы под действием электрич.разрядов. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха до оксида азота(IV), но водородом восстанавливается до свободного азота.

Оксид азота(IV) NO₂ – бурый газ со специфич.запахом, тяжелее воздуха, ядовит. Всегда выделяется при разложении концентрированной азотной к-ты. Оксид азота(IV) – сильн.окислитель,многие в-ва(уголь,сера,фосфор) горят в нем. При взаимодействии оксида азота(IV) с водой получаются азотная и азотистая к-ты, а при растворении его в щелочах образуется смесь нитрата и нитрита.

Оксид азота(III) N₂O₃ при низк. t имеет вид темно-синей жидкости. Оксиду N₂O₃ соответствует азотистая к-та HNO₂,кот. получают действием на ее соли разбавлен. серной к-той. Соли азотистой к- ты – нитриты – более прочны и при обычных t не разлагаются. Из них наиб.значение имеет нитрит натрия NaNO₂, используемый в органич.синтезе,в производстве красителей и лекарств.

Гидратным соединением оксида азота (V) N₂O₅ явл.азотная к-та HNO₃. В лаборатории азотн.к-ту получают,действуя на ее соли концентрированной серн.к-той при нагревании. Азотная к-та реагирует почти со всеми металлами, за исключ. золота и платины. Это к-та с ярко выраженными св-вами окислителя 4Zn + 9HNO₃ = NH₃ ↑ + 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O. Концентрирован. азотная к-та – еще более сильный окислитель. При взаимодействии с большинством металлов концентрирован. азотная к-та восстанавливается до диоксида азота. Некот. активн. металлы, напр. алюминий, не реагируют с азотной кислотой из-за плотной оксидной пленки, образующейся на пов-ти металла.

39 Вопрос: фосфор

Фосфор — один из самых распространённых эл-тов земной коры. В свободном состоянии не встречается из-за высокой хим. активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)_3, фосфорит Ca₃(PO₄)₂ и др. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в рез-те взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, напр., метафосфорную кислоту: 4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO.

Хим.активность фосфора значит. выше, чем у азота.Хим.св-ва фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией.Белый фосфор очень активен,в процессе перехода к красному и чёрному фосфору хим.активность резко снижается.Белый фосфор на воздухе светится в темноте, это обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

Взаимодействие с простыми в-вами

Фосфор легко окисляется кислородом:4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (с избытком кислорода),

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими прост. в-вами — галогенами, серой, некот. металлами, проявл. окислит. и восстановит. св-ва:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:2P + 3Ca → Ca₃P₂, 2P + 3Mg → Mg₃P₂.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:2P + 3S → P₂S₃, 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом. Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:8Р + 12Н₂О = 5РН₃ + 3Н₃РО₄ (фосфорная к-та).

В р-рах щелочей диспропорционирование происх. в большей степени:4Р+3KOH + 3Н₂О → РН₃ + 3KН₂РО₂.

Восстановит. св-ва.Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную к-ту:3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO; 2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в кач-ве окислителя выступает бертолетова соль:6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

Применение.Фосфор явл. важнейшим биогенным эл-том и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. Элементарный фосфор Первое св-во фосфора, кот. человек поставил себе на службу, — это горючесть.Наиболее активен хим., токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых в-в, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в кач-ве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.Фосфаты широко используются:в кач-ве комплексообразователей (средства для умягчения воды).