Соединения n

А

электронная формула

Физические свойства:

бесцветный газ с характерным резким запахом, в 2 раза легче воздуха. Хорошо растворим в воде – нашатырный спирт.

Т кипения = –33,4˚С. Легко сжимается.

Химические свойства NH₃

NH₃ – основание

NH₃ - восстановитель

1. с кислотами образует соли

NH₃+HCl=NH₄Cl(хлорид аммония)

2. растворение в воде

NH₃+H₂ОNH₃·H₂О

1. 3Br₂ + 8 NH₃ = N₂↑ + NH₄Br

2. O₂ +NH₃→N₂↑+H₂О(горение)

NO+H₂О(кат.Pt)

3. 3CuO+2NH₃=3Cu+N₂↑+3H₂О

Получение NH₃:

1) В промышленности: N₂ + 3H₂ 2NH₃ (Кат. – губчатое железо + активатор (Al₂O₃ или CuO))

2) В лаборатории: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CаCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂О (нагревание)

Применение: для получения азотной кислоты, солей, мочевины, соды, минеральных удобрений.

Качественные реакции на ионы аммония:

(со щелочами)

определяют по запаху аммиака или изменению цвета лакмуса (с красного на синий)

Получение:

NH₃+HNO₃=NH₄NO₃

Химические свойства:

1. с кислотами 2NH₄Cl+H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄+2HCl↑

2. со щелочами NH₄Cl+NaOH=NH₃+H₂O+NaCl

3. с солями (NH₄)₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓+2NH₄Cl

4. гидролиз

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде.

Свойства: 2NO+O₂=2NO₂ (О₂ из воздуха).

Получение:

2Cu+HNO_3(р)=2Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O – в лаборатории;

4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O (кат. Pt) – в промышленности.

Оксид азота (IV) NO₂ – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит.

Свойства:

1) 2NO₂+H₂O=HNO₂+HNO₃; 4NO₂+2H₂O+O_2(изб.)=4HNO₃;

2) 2NO₂+2NaOH=NaNO₃+NaNO₂+H₂O;

3) димеризация 2NO₂N₂O₄.

Получение: Cu+4HNO_3(конц.)=Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O.

Азотная кислота HNO₃

Получение:

В лаборатории: KNO₃+H₂SO_4(конц.)=HNO₃+KHSO₄ (слабое нагревание)

В промышленности:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (Кат. – Pt);

2NO + O₂ = 2NO₂;

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃.

Физические свойства:

Бесцветная жидкость с едким запахом. Смешивается с водой. Т кипения = 86˚С.

Применение: изготовление минеральных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон.

Соли азотной кислоты – нитраты

NaNO₃; KNO₃; NH₄NO₃; Ca(NO₃)₂ – селитры

В природе: фосфат кальция – фосфорит. 3Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ – фторапатит.

Фосфор – в составе белковых веществ

Аллотропные модификации

Белый фосфор

Бесцветное ядовитое вещество. Не растворим в воде, растворим в сероуглероде. При слабом нагревании превращается в красный фосфор. Легко плавится, летуч.

Молекулярная кристаллическая

решетка.

Красный фосфор

Красноватый порошок, не ядовит, не растворим в воде и сероуглероде. Атомная кристаллическая решетка. Нелетуч.

Черный фосфор

По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, свойства полупроводника, неядовит. Атомная кристаллическая решетка. Нелетуч.

Химические свойства

Рвзаимодействует с О₂, S, галогенами, кислотами, водой

4P+5O₂=2P₂O₅; 3O₂+4P=2P₂O₃ (недостаток О₂);

2P+3S=P₂S₃; 2P+5Cl_2(изб.)=2PCl₅ и PCl₅+4H₂O=H₃PO₄+5HCl;

3P+5HNO₃+2H₂O=3H₃PO₄+5NO;

4P+3NaOH+3H₂O=PH₃+3NaH₂PO₂;

2P+3Ca=Ca₃P₂ – Р – окислитель.

Получение:

2Ca₃(PO₄)₂+10C+6SiO₂=

=6CaSiO₃+P₄+10CO; t=1500˚C

Применение Р: красный фосфор – производство спичек; белый фосфор – для дымовых завес.