Николаева Р.Б., Сайкова С.В., Казаченко А.С. Неорганическая химия. Практикум по химии элементов и их соединений (часть 4)

Подождите немного. Документ загружается.

Гидразин и гидроксиламин, содержащие азот в промежуточных ст.ок. (в отли-

чие от

NH ), могут проявлять также достаточно сильные окислительные свойства

(табл. 1), причем не только в кислой среде, но и в щелочной:

33222

NH)OH(FeOHOHNH)OH(Fe

→++ (56,0))OH(Fe/)OH(Fe(E

−= В)

Проявляя и окислительные и восстановительные способности,

HN и OHNH

склонны к реакциям дисмутации, поэтому взрывоопасны. Чтобы снизить редокс-

активность, их переводят в соли. Например, сравните:

05,0)Cl]OHNH/[ON(E

−= В, а 05,1)OHNH/ON(E

−= В.

Однако даже аммиак в виде соли сохраняет достаточную восстановительную

активность, что используется, в частности, при пайке для очистки поверхности ме-

талла от оксида:

OHHClNCuClHNCuO

)т(4

+++→+ .

Основная особенность солей аммония – легкость их разложения, причем в за-

висимости от природы аниона процесс идет по-разному. Так, в случае соли летучей

кислоты, не являющейся окислителем, происходит возгонка:

HClNHClNH

C338

+⎯⎯⎯→⎯ ,

223

C405

IHNHINH

++⎯⎯⎯→⎯ .

(иодоводородная кислота в данных условиях неустойчива).

Если кислота нелетуча, то идет отщепление аммиака:

↑+⎯⎯⎯→⎯

344

C218

424

NHHSO)NH(SO)NH(

↑+⎯⎯→⎯

3424

C70

424

NHPOH)NH(HPO)NH(

(из приведенных примеров видно, что чем слабее кислота, тем ниже температура

разложения соли).

Если же соль содержит анион, проявляющий достаточно сильные окислитель-

ные свойства, то

−

восстанавливает его:

OHOCrNOCr)NH(

2322

7224

++⎯→⎯

(данный процесс протекает настолько бурно и красиво, что может использоваться в

качестве фейерверка);

OHNNONH

C70

+⎯⎯⎯→⎯

OHONNONH

C260170

+⎯⎯⎯⎯→⎯

−

Последние реакции проводят в лаборатории для получения

N и ON

соответ-

ственно. Причем,

образуется с хорошим выходом, если брать нитрат аммония

чистый (особенно от хлорид-ионов), высушенный (при 105

С) и смешанный с сухим

песком. Иначе процесс идет с образованием других продуктов:

)NO;ON(NOOHNNONH

23222

C260170

++⎯⎯⎯⎯→⎯

−

При нагревании до более низких температур нитрат аммония разлагается на

NH и

HNO , а выше 270

C взрывается с образованием

Нитраты металлов (М) тоже термически неустойчивы. Причем в зависимости

от активности М образуются разные продукты. Так, в случае нитратов благородных

элементов происходит восстановление металлов:

ONOAgAgNO ++⎯→⎯ .

Разложение солей более активных М (от Cu до Mn в ряду напряжений) идет с

образованием оксидов:

ONOCuO)NO(Cu ++⎯→⎯ ,

причем в случае марганца его степень окисления повышается:

NO2MnO)NO(Mn +⎯→⎯ .

Наиболее устойчивы соли ЩМ (вследствие минимального поляризующего дей-

ствия металла). Так, нитриты ЩМ даже кипят без разложения. Нитраты менее ста-

бильны – при нагревании выше 600

С переходят в нитриты с выделением O

(влия-

ние энтропийного фактора)

А поскольку отделяется кислород от анионов соли в

атомарном состоянии, то

нитраты используются как сильные окислители при

высокотемпературных про-

цессах [24]. В частности,

KNO применяют в качестве компонента пороха:

2222

C600.взрыв

NSOCOSKCSKNO

+++⎯⎯⎯⎯⎯→⎯++

Нитрат

натрия, вследствие своей гигроскопичности, для этой цели не годится

(порох должен быть сухим).

В водных растворах, напротив, нитраты стабильнее нитритов за счет большей

доли

π-перекрывания в связях ON

−

(влияние энтальпийного фактора), поэтому и

азотистая кислота в воде

менее устойчива к разложению, чем азотная, и, как ре-

зультат, является более сильным окислителем:

45,1)N/HNO(E

= В, а 25,1)N/NO(E

−

В.

Плавится нитрат натрия при температуре 300

С.

Достаточно концентрированные растворы HNO

имеют голубую окраску.

Техника безопасности при работе с соединениями азота

Вследствие своей химической активности азотсодержащие неорганические

вещества являются и

биологически активными (токсичными). Причем нитраты и

нитриты могут попадать в организм через пищеварительный тракт, а летучие веще-

ства (аммиак и оксиды азота) – через дыхательные пути.

Аммиак. Это бесцветный газ с едким запахом и жгучим вкусом. Смеси с воз-

духом, содержащие от 14 до 28% (об.)

NH взрывоопасны. Аммиак сильно раздража-

ет слизистую оболочку и может даже вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Признаки отравления им бывают необычными. Например, не очень громкий звук вы-

зывает судороги.

ПДК аммиака в воздухе производственных помещений - 20 мг/м

(отметим, что

запах его ощущается уже при 0,5 мг/м

). Концентрацию 250 мг/м

с трудом выдер-

живает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокое содержа-

ние аммиака вызывает химические ожоги глаз, поражения дыхательных путей,

одышку и воспаление легких. Все это сопровождается сильным кашлем и жжением в

горле.

Первая помощь – свежий воздух, обильное промывание водой глаз, вдыхание

водяного пара, ингаляция 1%-ой

уксусной кислотой. Хроническое отравление ам-

миаком приводит к ослаблению слуха, расстройству пищеварения, катару верхних

дыхательных путей и т.п..

Оксиды азота. Все оксиды азота ядовиты, кроме т.н. «веселящего газа», т.е.

закиси азота, правильнее – оксида азота (I) [24], который обладает наркотическим

действием и токсичен лишь при концентрациях в воздухе >20%.

Оксид азота(II) – бесцветный газ при соприкосновении с воздухом перехо-

дит в

диоксид азота буро-красного цвета, который обладает характерным запахом.

Оба вещества действуют в основном на слизистую оболочку дыхательных путей (при

этом на ней образуются кислоты, а в крови появляются нитраты и нитриты). Кроме

того, NO соединяется с гемоглобином, затрудняя дыхание.

Отравление данными оксидами азота проявляется (в виде сухости во рту,

кашля, иногда тошноты

и рвоты, боли в груди, сильной одышки) лишь спустя не-

сколько часов после вдыхания газа. Отравление ими особо опасно для людей со

слабым сердцем.

ПДК NO и

в воздухе производственных помещений - 5 мг/м

. Вдыхание в

течение часа воздуха, содержащего 500 мг/м

этих оксидов, может вызвать опасные

для жизни заболевания. При

хроническом отравлении наблюдается усиленное

сердцебиение, катар дыхательных путей, кровохаркание, разрушение зубов.

Первая помощь при

острых отравлениях – обильный прием молока, кисло-

родное дыхание, впрыскивание камфары, свежий воздух, полный покой, тепло. Сле-

дует вызвать врача.

Лабораторная работа «АЗОТ»

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА АЗОТА

Собрать прибор по схеме (рис. 12). На-

сыпать в колбу (1) 1 г размельченного нитри-

та натрия, прилить по каплям концентриро-

ванный раствор хлорида аммония и (осторож-

но) нагреть колбу. Собрать выделяющийся газ

в две пробирки и проверить, поддерживает ли

он горение древесины, имеет ли запах.

ОПЫТ

2. АММИАК И ЕГО СВОЙСТВА

А. Получение и идентификация.

Приготовить в ступке смесь из равных по объ-

ему частей хлорида аммония и гашенной из-

вести. Обладает ли смесь запахом? Перенести

смесь в пробирку и заткнуть ее пробкой с га-

зоотводной трубкой (рис. 13). Пробирку нагреть (под тягой) и поднести к концу га-

зоотводной трубки влажную розовую лакмусовую бумажку. Что наблюдается?

Сохра-

нить бумажку для демонстрации. Каков запах выделяющегося газа?

Б. Растворение. «Малиновый фонтан».

Приготовить стакан на 100 мл, заполненный на

2/3 объема разбавленным раствором фенолфталеина.

Собрать аммиак в пробирку объемом на 30-40 мл

(рис. 13). О заполнении пробирки газом судить по из-

менению окраски влажной розовой лакмусовой бу-

мажки, поднесенной к отверстию пробирки.

Не переворачивая пробирку, заткнуть ее проб-

кой с газоотводной трубкой, расположенной так, что-

бы ее оттянутый конец находился внутри пробирки,

и в присутствии группы погрузить другой конец труб-

ки в стакан с раствором фенолфталеина. Дождаться,

пока жидкость из стакана поднимется по трубке. Что

затем происходит? Почему? Раствор сохранить для

опыта Г.

В. Гидратация. Собрав аммиак в другую пробирку, проверить, действительно

ли в присутствии аммиака лед тает быстрее, чем в воздушной среде. Объяснить на-

блюдение.

Г. Сдвиг равновесия. Налить по 3 мл раствора, полученного в опыте А, в три

пробирки. Одну нагреть в пламени спиртовки до закипания раствора. (Изменяется ли

интенсивность окраски? Почему?) Во вторую пробирку добавить 0,5 мл 2М NaOH, а к

третьей прилить 0,5 мл 2М HCl.

О направлении смещения равновесия в двух последних случаях судить по из-

менению цвета

розовой лакмусовой бумажки, поднесенной к пробирке, или по ин-

тенсивности

запаха аммиака. Дать объяснения наблюдениям. Результаты сохранить

для демонстрации.

Д. Получение «дыма». На дно чашки Петри поместить 1 каплю концентри-

рованного аммиака и в присутствии группы накрыть другой чашкой Петри, на кото-

Рис. 12.

становка

ля пол

чения азота

Рис. 13. Установка для по-

лучения аммиака

вата

рой «висит» капля концентрированной HCl, так, чтобы капли были как можно даль-

ше друг от друга. Что происходит и почему?

Е. Окисление аммиака. К 0,5 мл концентрированного аммиака добавлять по

каплям при перемешивании 0,1М перманганат калия. Что наблюдается и почему?

Ж. Получение и разрушение комплекса. К 1 мл соли меди(II) добавлять

при перемешивании 6М аммиак до растворения выпадающего вначале осадка (ка-

кова его окраска?), не более. Затем раствор (отметить его цвет) разделить на три

пробирки; одну сохранить для сравнения, во вторую прилить 2 мл 2М серной кисло-

ты, а третью нагреть на водяной бане в течение 10 мин. Отметить наблюдаемые яв-

ления.

ОПЫТ

3. СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ

А. Разложение. Растереть в ступке 0,5 г сульфата аммония и рассыпать при-

мерно поровну в две сухие пробирки. Одну нагреть в пламени спиртовки до рас-

плавления соли. Испытать выделяющийся газ с помощью влажной

розовой лакму-

совой бумажки. Что наблюдается и почему? Бумажку сохранить для демонстрации.

После охлаждения добавить в обе пробирки по 2 мл воды и по 1 мл лакмуса. Объяс-

нить наблюдение и сделать вывод. Результат опыта показать группе.

Б. Тепловой эффект растворения. В стакан на 100 мл с 10 мл воды, по-

ставленный на мокрый картон, всыпать 6 г нитрата аммония и перемешать палочкой

до растворения соли. Что наблюдается, если приподнять стакан? Почему?

В. Восстановительные свойства. Прокалить две медных проволоки в пла-

мени спиртовки до почернения, затем одну оставить для сравнения, а вторую на-

греть в стакане с насыщенным раствором

ClNH

. Что наблюдается? Повторить опыт,

используя сухую соль хлорида аммония. Каков результат? Объяснить наблюдения.

ОПЫТ

4. СВОЙСТВА СОЛЕЙ ГИДРОКСИЛАМИНА

А. Определение pH. Растворить лопаточку соли гидроксиламина в 1 мл во-

ды. Испытать раствор с помощью универсальной индикаторной бумаги (сохранить

его для опыта Б), дать объяснение и сделать вывод.

Б. Окислительные свойства. Растворить несколько кристалликов соли Мора

в 0,5 мл воды в чистой пробирке, добавить 6 капель 2М щелочи (что наблюдается и

почему?) и затем прилить раствор соли гидроксиламина, полученный в опыте А.

Объяснить наблюдения.

В. Восстановление.

1. Железо(III) В две чистые пробирки отобрать по 0,5 мл хлорида железа(III),

в одну из них добавить 3-4 кристаллика соли гидроксиламина и нагревать до изме-

нения цвета раствора от желтого до светло-зеленого. Затем прилить в обе пробирки

по 0,5 мл 2М щелочи. Сравнить внешние эффекты в обеих пробирках в момент при-

ливания и

через некоторое время и объяснить различия.

2. Медь(II). Получить аммиачный раствор меди (как описано в опыте 2Ж), от-

метить внешние эффекты, наблюдаемые при добавлении к нему кристаллов соли

гидроксиламина и при последующем встряхивании на воздухе.

ОПЫТ

5. ОКСИДЫ АЗОТА

А. Получение и свойства оксида азота(I). Нагреть в тигле на плитке соль

нитрата аммония, высушенную при 105

С и смешанную с сухим песком. Испытать,

горит ли интенсивнее лучинка над тиглем, чем просто на воздухе? Объяснить на-

блюдение.

Б. Получение и свойства оксида азота(II). Cобрать прибор (по схеме на

рис. 14) под тягой. Поместить в колбу (1) 5 г медных стружек и добавить 30 мл 30%-

ной азотной кислоты. Если реакция идет слабо, подогреть (осторожно!) колбу (1).

Чем объяснить появление окраски газовой фазы в колбе? Какая реакция протекает в

промывалке (2)?

Собрать оксид азота (II) в две широкие пробирки и закрыть их

пробками. Га-

зоотводную трубку (3) опустить в

пробирку со свежеприготовленным

раствором сульфата железа(II). Что

наблюдается и почему? Результат по-

казать группе и в ее присутствии ис-

пытать, что происходит в пробирках с

собранным газом при внесении в одну

– горящей лучинки, в другую – за-

жженного фосфора. Как получить ос-

тальные оксиды азота?

ОПЫТ 6. СВОЙСТВА АЗОТИСТОЙ КИСЛОТЫ

(Опыт выполнять под тягой!)

А. Получение и разложение. К 8 каплям насыщенного раствора нитрита

натрия в пробирке добавить 8 капель 1М серной кислоты. Каков цвет раствора в

первый момент после добавления? Отметить и объяснить последующее изменение

его цвета. Какие газы выделяются? Почему?

Б. Редокс-свойства. В две пробирки налить по 1 мл нитрита натрия и по

0,5 мл 1М серной кислоты. Затем в одну пробирку добавить 1 каплю 0,1М перманга-

ната калия, а во вторую – 1 мл иодида калия. Отметить и объяснить наблюдаемые

внешние эффекты проведенных реакций.

ОПЫТ

7. СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

(Опыт выполнять под тягой!)

А. Разложение. Налить в 3 пробирки по 1 мл концентрированной азотной ки-

слоты. Первую пробирку закрепить в штативе вертикально и, нагрев кислоту, в при-

сутствии группы отметить изменение цвета раствора и газа над ним. Во вторую про-

бирку опустить кусочек лакмусовой бумаги, в третью – небольшую медную стружку.

Что наблюдается и почему?

Б. ОВР с металлами. Проверить с помощью реактива Hecслера

, с образо-

ванием какого продукта идет взаимодействие разбавленной азотной кислоты с цин-

ком, отобрав для анализа 3-4 капли раствора. (Под действием указанного реактива

ионы аммония образуют красно–бурый садок:

⎥

⎦

⎤

⎢

⎣

⎡

NHO

I.)

Реактив Несслера можно приготовить самим: действием избытка иодида калия на раствор соли ртути(II) полу-

чить комплекс K

[HgI

] и смешать его с равным объемом 2М щелочи.

Рис. 14. Установка для пол

чения оксида азота

(

)

NaOH

HNO

Внимание! Все отходы, содержащие ртуть, после окончания опыта

сливать в специальный сосуд (под тягой) — ни в коем случае не в ракови-

ну. Остатки реактива Несслера сдать препаратору!

ОПЫТ 8. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ

А. Качественная реакция на нитрат-ионы. К 8 каплям 0,5М нитрата калия

в тигле добавить равное количество концентрированной щелочи и лопаточку порош-

ка алюминия. Нагреть тигель на плитке. Определить запах выделяющегося газа,

внести в его пары разовую лакмусовую бумажку.

Б. Окисление органического вещества («огонь – художник»). На листе

фильтровальной бумаги нарисовать

насыщенным раствором нитрата натрия (с по-

мощью стеклянной палочки) линию так, чтобы она не пересекалась и не прерыва-

лась, и вывести ее в низ листа. После

полного высушивания поднести в присутст-

вии группы тлеющую лучинку к месту вывода линии. Что наблюдается и почему?

В. Испытание пороха. Растереть соль нитрата натрия и просушить в течение

15 мин на асбестированной сетке (на электроплитке). Смешать ее с меньшими (при-

мерно в 4 раза) и равными между собой по насыпному объему тонко растертыми су-

хими порошками серы и угля. Затем поджечь длинной лучинкой. Отметить и объяс-

нить наблюдаемый эффект.

Г. Разложение нитрата щелочного металла. Прокалить соль нитрата ка-

лия (или натрия) в тигле на электрической плите в течение 1 часа. Затем проверить,

появились ли при прокаливании нитрит-ионы. Как это сделать?

ОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. АНАЛИЗ АЗОТСОДЕРЖАЩИХ СОЛЕЙ

Получить у препаратора три соли и определить, какая из них является хлори-

дом аммония, нитратом натрия и нитритом натрия, используя иономер

или универ-

сальную индикаторную бумагу.

Вопросы к семинару по теме «АЗОТ»

1. Нахождение азота в природе. Способы получения и применение

N . Отличается

ли по составу газ, полученный пропусканием воздуха, очищенного от

CO , че-

рез трубку с раскаленными медными стружками, от полученного при разложе-

нии

NONH ?

Электронная конфигурация молекулы

N с точки зрения ММО. Физические и

химические свойства азота.

Возможные степени окисления N. Чем объясняется малая активность азота? По-

чему зажженный Mg горит в

N ? Почему этот процесс идет менее интенсивно,

чем горение Mg на воздухе? Какие химические процессы составляют основу но-

вых методов связывания азота при сравнительно невысокой температуре?

Аммиак. Получение и применение. Его физические свойства; NH

– как раство-

ритель. Собственная ионизация в жидком аммиаке. Почему уксусная кислота в

нем диссоциирует нацело? Чем объяснить, что температура кипения воды вы-

ше, чем и у аммиака, и у фтороводорода?

Химические свойства аммиака. Какие продукты в зависимости от условий обра-

зуются при его сжигании? Почему в отсутствии воды затруднена реакция NH

HC? Можно ли сушить аммиак с помощью

.)конц(SOH

OP?

CaCl ? CaO ?

6. Равновесие в водных растворах аммиака. Почему с точки зрения термодинамики

невозможно образование молекулы

OHNH

? Объяснить влияние добавления ки-

слоты и щелочи на растворимость

NH . Почему аммиак используют для выведе-

ния жирных пятен?

Рассчитать, во сколько раз разбавили 1М раствор

NH (

6,11pH =

), если значе-

ние рН снизилось всего на 0,1.

Какие вещества получаются при пропускании через раствор аммиака следую-

щих газов:

, NO,

? Если

NH восстановитель, то почему он не вы-

тесняет водород из растворов кислот, как активные металлы, а наоборот при-

соединяет

H к себе?

В каких случаях водный раствор аммиака не следует использовать для осажде-

ния малорастворимых гидроксидов металлов? Вычислить степень гидролиза

нитрата аммония в его 0,1М растворе.

10.

Как влияет на термическую устойчивость солей аммония природа аниона? Что

будет, если банку с карбонатом аммония достаточно долго держать открытой?

Почему эту соль можно использовать при выпечке теста? Почему при хранении

в лаборатории склянок с HCl и

HNO на их горлышках появляется белый налет,

а на склянках с

SOH – нет? Как разделить соли NaCl и ClNH

11.

Получение, структура и свойства гидразина, гидроксиламина и азидоводород-

ной кислоты. Их соли. Почему в ионе

−

N обе связи «азот-азот» имеют одинако-

вую длину (0,115 нм), а в молекуле

HN – разную: (0,113 нм и 0,124 нм)? Поче-

му валентный угол NNH

−− в

HN равен 110

12.

Проверить по справочникам, верна ли закономерность, данная в [14] в ряду:

OH ; OHNH

;

⎯

→

⎯

активностьтельнаявосстановивозрастает

⎯

→

⎯

активностьнаяокислительяуменьшаетс

Почему не получены нитраты и хлораты гидразина? Почему при 8pH

≅ гидро-

ксиламин окисляет HI (продукты

I и

HN ), а при 9pH > восстанавливает

(продукты

N и

−

I)?

13.

Почему азиды свинца(II), ртути(II) и серебра(I) малорастворимы в отличие от

азидов щелочных металлов? Почему смесь

HN и HCl ведет себя (в какой реак-

ции?) подобно «царской водке»? Расположите в ряд увеличения рН водные рас-

творы одинаковой молярной концентрации следующих веществ:

OHNH

NH ,

HN ,

HN .

14.

Какое количество энергии освободится при взрыве 10 г

HN , если

8,293)HN(H

=∆ кДж/моль?

15.

Имея серу, кислород, азот и водород, получите сульфамид

222

)NH(SO .

16.

Почему

NF не получен, а

NF не является донором электронной пары, как

NH ?

17.

Оксиды азота. Структура, парамагнетизм, полярность молекул, получение, фи-

зические и химические свойства. Отношение к щелочам. Чем объясняется ус-

тойчивость оксидов при н.у.? Совпадают ли по абсолютному значению валент-

ность и степень окисления азота в соединениях:

ON ,

ON,

HN ?

18. Изменится ли состав воздуха после нагревания до 3000

С и последующего рез-

кого охлаждения? При 2000 К для реакции:

)г()г(2)г(2

NO2ON

, значение

равно

103,2

−

⋅ . Вычислить равновесную концентрацию NO, если исходные по

N и

O равны 1 моль/л.

19.

Оценить термодинамическую возможность сгорания фосфора, железа и меди в

атмосфере NO. При каких условиях растворение

NO в воде может протекать с

образованием а)

HNO ; б)

HNO и

HNO ; в)

HNO и NO?

20.

К какому типу реакций следует отнести взаимодействие

AgNO и NOCl в жид-

ком диоксиде азота?

21.

Гидроксиды азота, получение, структура молекул, свойства. Устойчивость. По-

чему реакция:

3222

HNONHO →++ , не идет, причем во всем возможном тем-

пературном интервале, хотя 84,79)HNO(G

−=∆ кДж/моль? Как из разбавлен-

ной азотной кислоты получить концентрированную?

22.

В каких условиях

HNO диссоциирует на: а)

NO ,

−

NO и

; б)

NOH и

−

NO ;

в)

H и

−

NO ? Как определить, какая из кислот: азотная, азотистая или азидо-

водородная, – находится в водном растворе?

23.

Приведите примеры, когда при сливании растворов слабых кислот образуется

сильная кислота. Объяснить, почему раствор приобретает голубую окраску в

результате реакции:

243

охлаждение

323

NONOAsOHOAsHNO ++⎯⎯⎯⎯→⎯+

24.

Чем объяснить, что азотная кислота слабее хлорноватой? Сравнить устойчи-

вость, силу, редокс-активность и возможность взаимного вытеснения из солей

кислот:

HNO ,

SOH и HCl. Почему при хранении концентрированной азотной

кислоты она желтеет? Реакции азотной кислоты с металлами. Почему «царская

водка» является более сильным окислителем, чем

HNO ?

25.

Почему азотная кислота окисляет серебро, хотя 80,0)Ag/Ag(E

В, а

78,0)NO/HNO(E

= В? Почему FeS растворим в HCl, а CuS нет, но оба раство-

ряются в

HNO ? Можно ли использовать азотную кислоту для получения серо-

водорода из сульфидов металлов?

26.

Соли. Применение. Кристаллические решетки каких из нитридов: NLi

NCa ,

, NCl

, - имеют ионную структуру? Их отношение к воде. Какие виды сырья

требуются для синтеза

NaNO ,

424

SO)NH( ? Какое из этих удобрений дешевле?

27.

Составу соли отвечает массовое соотношение Э:H:N:O=12:5:14:48. Определить

формулу соли.

28.

За счет протекания какого процесса медь растворяется в расплаве

NONH ? В

чем причина разных (каких?) продуктов разложения нитратов натрия, сереб-

ра(I) и свинца(II)? Как по продуктам термического разложения определить со-

став смеси нитратов натрия и меди(II)? Почему нитроцеллюлоза является

без-

дымным

порохом?

29.

Техника безопасности при работе с оксидами и гидроксидами азота, с аммиа-

ком.

30.

Дописать реакции:

(1)

→+

CaOClNH (12)

⎯→⎯

7224

OCr)NH(

(2)

→++ HClSnClHN

242

(13)

⎯→⎯

424

HPO)NH(

(3)

→+ KIHN

(14)

⎯→⎯

)NO(Pb

(4)

→++

NHKOHZnKNO (15)

⎯→⎯

AgNO

(5)

→+ HClOHN

(16) →+

427222

SOHOCrKOHNH

(6) →++

4222

SOHPbONaNO (17) →+

OHNaNOClNH

224

(7)

→++⋅

42423

SOHKMnOOHNH (18) →

HClHNOAu

(8)

⎯→⎯

NONH

(19)

→

OHNONH

234

(9)

⎯→⎯

KNO

(20)

→

223

OHHN

(10)

⎯→⎯

INH

(21)

→

222

OHOHNH

(11)

⎯→⎯

ClNH

Фосфор и его аналоги

Наиболее активную модификацию P – белый фосфор – получают из красного,

выдерживая последний

без доступа воздуха при 280-340

С (длительным нагрева-

нием ниже 240

С в отсутствии кислорода можно осуществить обратный переход).

Белый фосфор представляет собой мягкую, как воск, прозрачную массу с ха-

рактерным запахом, т.пл.=44,1

С, т.кип.=240

С. В воде практически не растворим,

но хорошо растворяется в сероуглероде, хлористой сере, несколько хуже в бензоле,

эфире.

Вследствие своей активности белый фосфор поверхностно окисляется на воз-

духе даже при об.у. (хотя и медленно) с образованием продуктов РО,

OP, в

которых Р находится в неустойчивом состоянии. С этим состоянием связаны элек-

тронные переходы, обеспечивающие свечение белого фосфора, хорошо видимое в

темноте.

Не только белый, но даже

красный фосфор реагирует с активными металла-

ми со

взрывом, образуя фосфиды, которые при действии воды дают водородные

соединения фосфора,

самовоспламеняющиеся на воздухе.

При поджигании красный фосфор сгорает, переходя при достаточном избытке

в высший оксид

OP, способный активно поглощать влагу воздуха. При этом, как

и при действии воды на оксид фосфора(V) образуются полиметакислоты, причем

циклического строения, ибо циклическим является исходный оксид [14]:

432104

)HPO(OHOP →+ .

При нагревании за счет разрыва циклов получаются молекулы цепочечного

вида:

3343

POnHPOH ⋅

, которые, постепенно деполимеризуясь (быстрее при кипяче-

нии в присутствии азотной кислоты), дают вначале дифосфорную кислоту

724

OPH и

затем монофосфорную (т.е. ортофосфорную) –

POH.

Обратные процессы можно осуществить тоже в присутствии азотной кислоты

(катализатор), но при более высокой температуре:

Дайте графическое изображение молекул кислот фосфора циклического и цепочечного вида.