20. Благородные газы.

Главную подгруппу 8 группы ПС составляют благородные газы-гелий. неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Хар-ся низкой хим активностью, поэтому их наз-т благородными или инертными газами. Лишь с трудом обр-т соед-я с др элементами; хим соед-я гелия и аргона не получены. Их молекулы одноатомны. Благородные газы заканчивают собой каждый период ПС, кроме гелия все имеют на наружном электронном слое атома 8 электронов, образующих очень устойчивую с-му. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из 2 электронов. Поэтому благородные газы хар-ся высокими значениями энергии ионизации и отрицательными значениями энергии сродства к электрону. Долгое время читали что атомы Б газов не способны к обр-ю хим связей , но в последнее время было установлено что криптон, ксенон способны вступать соединение с др элементами. Прямым взаимод-ем получены фториды KrF₂; ХeF₂; KrF₄; ХeF_4--кристаллы, устойчивые при обычных условиях. Фториды ксенона яв-ся его характеристическими соединениями и говорят о его способности проявлять полож-ю ст.о. четного ряда +2,+4,+6,+8. фториды яв-ся исходными веществами для получения др соед-й ксенона.фториды-энергичные окислители., склонны к диспропорционированию, это позволяет переходить от низших квысшим фторидам:

2ХeF₂= Хe+ХeF₄ 3ХeF₄= Хe+2ХeF₆

ХeF₆ + H₂O= ХeОF₄+2HF ХeОF₄ Летучая бесцветная жидкость

ХeОF₄ +2H₂O=ХeО₃+4HF ХeО₃ Твердое в-во белого цвета, самопроизвольно взрывается, обладает кислотными св-ми.

ХeО₃+Ba(OH)₂=Ba ХeО₄ + H₂O BaХeО₄ ксенат(+6).

При окислении соединений Хe(+6) обр-ся перксенаты(+8) ксенаты(+8).

ХeО₄ газ желтоватого цвета.

Фториды ксенона склонны к р-ям присоединения. ХeF₆+CsF=Cs(ХеF₇)

Клатраты. Были получены соединения Хe∙6 H₂O, Кr∙6 H₂O-гидраты.он не устойчивы, их малая прочность говорит об отсутствии валентного взаимодействия м-ду компонентами. Подобные соединения были получены с фенолом, толуолом, также Хe∙2С₂H₅СН3.эти соединения более устойчивые чем гидраты, здесь существуют силы Ван-дер-Ваальса.они представляют собой особый класс соединений-соединения включения. Обр-ся при внедрении молекул и атомов в полости каркасного кристалла, образованного вторым компонентом-хозяином. молекулы включения называются “гости”. В каркасных структурах образованные молекулами- хозяевами возник-т полости, в к-х нах-ся -молекулы-гости. Соединения включения с каркасным скелетом называются кластеры.

Гелий примен-ся в физич лабор-ях в качестве хладоносителя, служит термометрическим в-вом в термометрах, работающих в интервале от 1-80 К, используется в атомной энергентике.. Неон, аргон прим-ся для заполнения ламп накаливания, заполняют газосветные трубки, для неона хар-но красное свечение, для аргона-сине-голубое.

21. Азот и его соединения.

Азот, химический знакN, расположен главной подгруппе 5 группы второго периода П.С. Ядро атома азота состоит из 7 протонов и 7 нейтронов. N (1s²2s²2p³) Максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N* может образовать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встреча­ются производные от степеней окисления -3, +5 и +3.

Нахождение в природе. В природе азот вс-ся главным образом в свободном состоянии. Приблизительно 4/5 объема атмосфера состоит из свободного азота. В связанным виде азот входит в состав белковых веществ. Азот – жизненно важный элемент. Содер-ся в нефти и каменных углях.

Получение. В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония:

_t

NH₄NO₂ →N₂ + 2H₂O

В молекуле азота имеется чрезвычайно прочная тройная связь, которая состоит из одной σ- и двух π- связей.

Физические и химические свойства.

Азот- бесцветный газ, без запаха и вкуса. Так как молекула азота неполярна, имеет очень низкую температура плавления и кипения.

Молекула азота – очень прочное соединение, этим и объясняется малая реакционная способность молекулярного азота при обычных условиях.

1. С водородом соединяется при высокой температуре в присутствии катализатора.:

N₂ + 3H₂= 2NH₃

2. С кислородом соед-ся при действии электрического разряда:

N₂ + О₂↔ NО

3. При высокой тем-ре азот соед-ся с мталлами, образуя нитриды:

2Al+N₂=2AlN

Применение. Основная масса получаемого азота применяется для синтеза аммиака. В медицине чистый азот применяют в качестве инертной среды для лечения туберкулеза легких, а жидкий азот при лечении заб-й суставов и позвоночника.

Аммиак. В промышленности аммиак получают синтезом из азотоводородной смеси. В лаборатории аммиак слабым нагреванием смеси гашеной извести с нашатырем:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂→ CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂О.

Аммиак – газ без цвета, характерным резким запахом

Водный раствор аммиак проявляет слабые основные св-ва, имеет щелочную среду и изменяют окраску индикаторов.

Аммиак за счет азота в ст.окисления -3 проявляет сильные восстановительные св-ва.

a) без катализатора

4NH₃ + 3O₂=2N₂ + 6Н₂O

б) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4NH₃ + 5O₂=2NО + 6Н₂O

Восс-е св-ва аммиак проявляет и при вз-ии с оксидами металла:

3CuO + 2NH₃= 3Cu + N₂ + 3Н₂O

Применение. Аммиак применяется для производства азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины, соды, удобрений.

Соли аммония.

Соли аммония – это сложные ве-ва, образ-е катионом аммония и анионом кислотных остатков.Все соли аммония твердые кристаллические вещества, хорошо растворяемые в воде. Соли аммония получают вз-ем аммиака или его водного р-ра с кислотами.

NH₃ + HNO₃= NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄= (NH₄)₂SO₄ (cульфат аммония) + 2Н₂O

Соли аммония способны разлагаться при нагревании с выделением газообразного аммиака.

_t

NH₄Cl = NH₃ + HCl

Аммиак функционирует как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например

Na + NH₃ = NaNH₂ + ¹/₂H₂

Оксиды азота.

Азот образует оксиды ст.окисления от+1 до+5: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

Оксиды азота (1) и (2) – это несолеобразующие оксиды. Остальные- солеборазующие.

Оксид азота (1) N₂O называют иногда веселящим газом, безцветный газ со слабым своеобразным запахом. Анестезирующее средство.

Получают внутримолекулярным окислением-восстановлением при разложении нитрата аммония: _t

NH₄NO₃ = N₂O + 2Н₂O

1. Разлагается при нагревании с выделением кислорода:

_t

2N₂O = 2N₂ + O₂

2. С водородом:

N₂O + H₂ = N₂ + Н₂O

Оксид азота (2) NO - монооксид азота,ст.окисления +2, токсичен, бесцветный газ, без запаха, почти нерастворим в воде.

Получение

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH₃ +5O₂= 4NO + 6H₂O

2. 3Cu + 8HNO₃(разб.)= 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

3. N₂ + O₂= 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O₂= 2NO₂

2NO + Cl₂= 2NOCl(хлористый нитрозил)

2. Окислитель

2NO + 2SO₂= 2S+6O₃ + N₂

3.Несолеобразующий

Оксид азота (3) N₂O₃ – азотный ангидрид, темно-синяя ңидкостҗ, типичный кислотный оксид.

Получение. 4 NO+O₂= 2 N₂O₃

NO+NO₂= N₂O₃

Оксид азота (3) N₂O₃↔ NO+NO₂

При растворений в воде образует азотистую кислоту: N₂O₃+ H₂O=2H₂NO₂

Так как в азатистой кислоте кислотообразователь имеет промежуточное значение ст.окисления +3 , то она может проявлять как окислитель, так и восстановительные свойства:

2HNO₂+2HI=I₂+2NO+2H₂O окислитель

5HNO₂+2KMnO₄+3H₂SO₄=2MnSO₄+K₂SO₄+5HNO₃+3H₂O восстановитель

Оксид азота (4) NO₂ – диоксид азота, бурый газ, сильный окислитель.

Получение

1. 2NO + O₂= 2NO₂

2. Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Химические свойства

1. Кислотный оксид с водой образует две кислоты:

2NO₂ + H₂O= HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ =4HNO₃

со щелочами

3NO₂ + 2NaOH =NO₂ + NaNO₃ + H₂О

2. Окислитель

NO₂ + 2SO₂= 2SO₃ + NO

Оксид азота (5) N₂O₅ – это бесцветные кристаллы.

Получение

Получают окисляя низшие оксиды озоном :NO + O₃ = N₂O₅

Или действуя оксидом фосфора(5) на азотную кислоту:

2HNO₃ +P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

Это типичный кислотный оксид которому соответствует азотная кислота.

Химические свойства

1. Кислотный оксид N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

2. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂

Азотная кислота.

Получение.

В промышленности азотную кислоту получают 3 стадии:

1. Контактное окисление аммиака до оксида азота(2)

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

2. Окисление оксида(2) в оксид азота(4) водой при избытке кислородом:

2NO+O₂=2NO₂

3. Адсорбция (поглощение) оксида азота (4) водой при избытке кислородом:

4NO₂+2H₂O+O₂=4HNO₃

В лаборатории азотную кислоту получают действием конц. Серной кислоты на нитраты при слабом нагревании:

NaNO₃ + H₂SO₄(конц) = KHSO₄ + HNO₃

Азотная кислота – очень сильный окислитель, ст.окисления - +5, поэтому вз-ет со многими простыми и сложными веществами, восстанавливаясь до степеней окисления от+4 до-3 в зависимости от условия реакций. Взайм-ет с основными и амфотерными оксидами, с основаниями , с амфотерными гидроксидами, с солями.

Азотная кислота различной конц.цинка.

Zn+4HNO₃(60%) = Zn(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

3Zn+8HNO₃(30%) = 3Zn(NO₃)₂+2NO+4H₂O

4Zn+10HNO₃(20%) = 4Zn(NO₃)₂+N₂O+5H₂O

4Zn+10HNO₃(3%) = 4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S + 6HNO₃(конц)= H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 5NO + 3H₃PO₄

Смесь одного объема HNO₃ и трех HCl называют» царской водки».он растворяет металл Аu

Au+3HCl+HNO₃=AuCl₃+NO+2H₂O

Применение.

Азотная кислота используется для комплексных удобрений, производства красителей, пленок и т.д. растворения металлов в металлургии.

Соли азотной кислоты.

Как одноосновная, азотная кислота образует один ряд солей – нитраты.

Они хорошо растворим в воде. Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются на нитрит и кислород:

2KNO₃=2KNO₂ +O₂

Нитраты металлов, располоңенных в ряду напряңений правее меди, разлагаются на металл, оксид азота(4) и кислород:

Hg(NO₃)₂=Hg+2NO₂+O₂

Соли азотной кислоты получают при действии кислоты на металлы, их оксиды и гидроксиды.

Нитраты натрия, калия, кальция и аммония наз-ся селитрами. Их применяют как азотные удобрения. Нитрат серебра применяют в медицине для прижигания ран, язв.