Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Лидин Ростислав Александрович - Страница 28

• Предыдущая
• 28/60
• Следующая

Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Ni и Pb, не реагирует с Au и Pt. Смесь HNO ₃(конц.) и НCl (конц.) – « царская водка» – обладает еще более сильным окислительным действием: переводит в раствор золото и платину. Нитрующим началом HNO ₃в ее реакциях с органическими веществами является ион NO ₂ ⁺( нитроил).

В отличие от самой кислоты HNO ₃ее соли — нитратыпроявляют сильные окислительные свойства только при сплавлении за счет выделяющегося кислорода. При нагревании нитраты разлагаются по-разному, в зависимости от положения металла в ряду напряжений:

Применяется азотная кислота для производства минеральных удобрений, взрывчатых веществ, нитратов металлов, органических нитропроизводных, искусственных волокон и пластмасс, красителей, лекарственных препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: промышленныйсинтез состоит из следующих этапов:

N ₂+ Н ₂> NH ₃> NO > NO ₂> HNO ₃> HNO ₃,

а именно: производство аммиака (см.), каталитическое окисление аммиака (см.) до NO, перевод NO (см.) в NO ₂, поглощение смеси NO ₂и O ₂водой (см.).

Нитрит калия KNO ₂. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакциина ион NO ₂ ^-– обесцвечивание фиолетового раствора MnO ₄и появление черного осадка при добавлении ионов I ^-. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и иодиды, компонент фотографических реактивов.

Уравнения важнейших реакций:

Получениев промышленности– восстановлением калийной селитры в процессах:

KNO ₃+ Pb = KNO ₂+ PbO (350–400 °C)

KNO ₃(конц.) + Pb (губка) + Н ₂O = KNO ₂+ Pb(OH) ₂v

2KNO ₃+ СаО + SO ₂= 2 KNO ₂+ CaSO ₄ (300 °C)

Нитрат калияKNO ₃.Оксосоль. Техническое название калийная,или индийская, селитра.Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо-эффектом, Q = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO ₂, в щелочной среде до NH ₃).

Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: в промышленности

4KOH (гор.) + 4NO ₂+ O ₂= 4 KNO ₃+ 2Н ₂O

и в лаборатории:

КCl + AgNO ₃= KNO ₃+ AgClv

Фосфор– элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ ₁₀Ne]3s ²3p ³, устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Шкала степеней окисления фосфора:

Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

В природе – тринадцатыйпо химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений – главным образом суперфосфатов.

Красный и белый фосфорР.Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные – это белый фосфорР ₄и красный фосфорР _n. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

Красный фосфор состоит из полимерных молекул Р _nразной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °C возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

Белый фосфор состоит из молекул Р ₄. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t _пл44,14 °C, t _кип287,3 °C, ? 1,82 г/см ³). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

Применяется в производстве Н ₃РO ₄и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получениев промышленности– восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):

Са ₃(РO ₄) ₂+ 5С + 3SiO ₂= 3CaSiO ₃+ 2 Р+ 5СО (1000 °C)

Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.

Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (Р _n) может быть различной.

ФосфинРН ₃.Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна – III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н) ₃] (sр ³-гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH ₃). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNO ₃(конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

• Предыдущая
• 28/60
• Следующая