• 2012-10-14 09:29 Фосфор и его соединения. Теория и задания по теме
• 2012-10-14 09:56 Азот и его соединения. Тест по теме

ЗАНЯТИЕ 3010-й класс (первый год обучения)

Фосфор и его соединения

П л а н

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения

7. Важнейшие соединения фосфора.

Фосфор находится в главной подгруппе V группы периодической системы Д.И.Менделеева. Его электронная формула 1s²2s²p⁶3s²p³, это р-элемент. Характерные степени окисления фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее устойчивой является степень окисления +5. В соединениях фосфор может входить как в состав катионов, так и в состав анионов, например:

Фосфор получил свое название благодаря свойству белого фосфора светиться в темноте. Греческое слово  переводится как «несущий свет». Этим названием фосфор обязан своему первооткрывателю – алхимику Бранду, который, завороженный свечением белого фосфора, пришел к выводу, что получил философский камень.

Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми из которых являются белый, красный и черный фосфор.

Молекула белого фосфора (наиболее активного аллотропа) имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные молекулы Р₄ тетраэдрического строения.

Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится зеленоватым цветом), возможно самовоспламенение мелкодисперсного белого фосфора. В воде нерастворим (хранят под слоем воды), но хорошо растворяется в органических растворителях. Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м³). Обладает очень высокой химической активностью. При нагревании без доступа воздуха до 250–300 °С превращается в красный фосфор.

Красный фосфор – это неорганический полимер; макромолекулы Р_n могут иметь как циклическое, так и ациклическое строение. По свойствам резко отличается от белого фосфора: не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, не обладает высокой химической активностью. При комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор; при нагревании до 200 °С под давлением превращается в черный фосфор.

Черный фосфор по виду похож на графит. По структуре – это неорганический полимер, молекулы которого имеют слоистую структуру. Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность значительно ниже, чем у белого фосфора. На воздухе устойчив. При нагревании переходит в красный фосфор.

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор (но на практике предпочитают работать с красным фосфором). Он может проявлять в реакциях свойства как окислителя, так и восстановителя, например:

Н₂ (+):

О₂ (+):

4Р + 3О₂  2Р₂О₃,

4Р + 5О₂  2Р₂О₅.

Металлы (+/–)*:

3Ca + 2P  Ca₃P₂,

3Na + P  Na₃P,

Cu + P  реакция не идет.

Неметаллы (+):

но

2Р + 3I  2PI₃,

6P + 5N₂  2P₂N₅.

Н₂О (+):

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Щелочи (+):

Кислоты (не окислители) (–).

Кислоты-окислители (+):

3P (кр.) + 5HNO₃ (разб.) + 2H₂O =  3H₃PO₄ + 5NO,

P (кр.) + 5HNO₃ (конц.)  H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O,

2P (кр.) + H₂SO₄ (конц.)  2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Соли (–)**.

В п р и р о д е фосфор встречается в виде соединений (солей), важнейшими из которых являются фосфорит (Ca₃(PO₄)₂), хлорапатит (Ca₃(PO₄)₂∙CaCl₂) и фторапатит (Ca₃(PO₄)₂∙CaF₂). Фосфат кальция содержится в костях всех позвоночных животных, обусловливая их прочность.

Фосфор п о л у ч а ю т в электропечах, сплавляя без доступа воздуха фосфат кальция, песок и уголь:

Сa₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C  2P + 5CO + 3CaSiO₃.

К важнейшим соединениям фосфора относятся: фосфин, оксид фосфора(III), оксид фосфора(V), фосфорные кислоты.

Ф о с ф и н

Это водородное соединение фосфора, бесцветный газ с чесночно-рыбным запахом, очень ядовит. Плохо растворим в воде, но хорошо растворим в органических растворителях. Гораздо менее устойчив, чем аммиак, но является более сильным восстановителем. Практического значения не имеет.

Для п о л у ч е н и я фосфина обычно не используют реакцию прямого синтеза из простых веществ; наиболее распространенный способ получения фосфина – гидролиз фосфидов:

Сa₃P₂ + 6HOH = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃.

Кроме того, фосфин можно получить реакцией диспропорционирования между фосфором и растворами щелочей:

4P + 3KOH + 3H₂O  PH₃ + KPO₂H₂,

или из солей фосфония:

PH₄I  PH₃ + HI,

PH₄I + NaOH  PH₃ + NaI + H₂O.

Химические свойства фосфина целесообразно рассматривать с двух сторон.

Кислотно-основные свойства. Фосфин образует с водой неустойчивый гидрат, проявляющий очень слабые основные свойства:

PH₃ + H₂O  PH₃∙H₂O (PH₄OH),

PH₃ + HCl  PH₄Cl,

2PH₃ + H₂SO₄  (PН₄)₂SO₄.

Окислительно-восстановительные свойства. Фосфин – сильный восстановитель:

2PH₃ + 4O₂  P₂O₅ + 3H₂O,

PH₃ + 8AgNO₃ + 4H₂O = H₃PO₄ + 8Ag + 8HNO₃.

О к с и д  ф о с ф о р а(III)

Оксид Р₂О₃ (истинная формула – Р₄О₆) – белое кристаллическое вещество, типичный кислотный оксид. При взаимодействии с водой на холоде образует фосфористую кислоту (средней силы):

P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃

Поскольку фосфористая кислота является двухосновной, при взаимодействии триоксида фосфора со щелочами образуется два типа солей – гидрофосфиты и дигидрофосфиты.

Например:

P₂O₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + H₂O,

P₂O₃ + 2NaOH + H₂O = 2NaH₂PO₃.

Диоксид фосфора Р₂О₃ окисляется кислородом воздуха до пентаоксида:

P₂O₃ + O₂  P₂O₅.

Триоксид фосфора и фосфористая кислота являются достаточно сильными восстановителями. Получают оксид фосфора(III) медленным окислением фосфора в недостатке кислорода:

4P + 3O₂ 2P₂O₃.

О к с и д  ф о с ф о р а(V) и  ф о с ф о р н ы е  к и с л о т ы

Пентаоксид фосфора Р₂О₅ (истинная формула – Р₄О₁₀) – белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В твердом и газообразном состояниях молекула существует в виде димера, при высоких температурах мономеризуется. Типичный кислотный оксид. Очень хорошо растворяется в воде, образуя ряд фосфорных кислот:

метафосфорную:

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃

пирофосфорную (дифосфорную):

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇

ортофосфорную (фосфорную):

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Пентаоксид фосфора проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄,

P₂O₅ + 3CaO  2Ca₃(PO₄)₂;

может образовывать три типа солей:

Окислительные свойства для него не характерны, т.к. степень окисления +5 является для фосфора очень устойчивой. Получают пентаоксид фосфора при горении фосфора в достаточном количестве кислорода:

4P + 5O₂  2P₂O₅.

Ортофосфорная кислота Н₃РО₄ – бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде, гигроскопична. Это трехосновная кислота средней силы; не обладает выраженными окислительными свойствами. Проявляет все химические свойства, характерные для кислот, образует три типа солей (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты):

2H₃PO₄ + 3Ca = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂,

H₃PO₄ + Cu  ,

2H₃PO₄ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O,

2H₃PO₄ + K₂CO₃ = 2KH₂PO₄ + CO₂ + H₂O.

В промышленности фосфорную кислоту п о л у ч а ю т экстракционным:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 3CaSO₄,

а также термическим методом:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C  3СaSiO₃ + 2P + 5CO,

4P + 5O₂  2P₂O₅,

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

К лабораторным методам получения ортофосфорной кислоты относят действие разбавленной азотной кислоты на фосфор:

3Р (кр.) + 5HNO₃ (разб.) + 2Н₂О = 3H₃PO₄ + 5NO,

взаимодействие метафосфорной кислоты с водой при нагревании:

HPO₃ + H₂O  H₃PO₄.

В организме человека ортофосфорная кислота образуется при гидролизе аденозинотрифосфорной кислоты (АТФ):

АТФ  АДФ + H₃PO₄.

Качественной реакцией на фосфат-ион является реакция с катионом серебра; образуется осадок желтого цвета, не растворимый в слабокислых средах:

3Ag⁺ + = Ag₃PO₄,

3AgNO₃ + K₃PO₄ = Ag₃PO₄ + 3KNO₃.

Кроме вышеперечисленных фосфорных кислот (содержащих фосфор в степени окисления +5), для фосфора известно много других кислородсодержащих кислот. Приведем некоторые из важнейших представителей.

Фосфорноватистая (НРО₂Н₂) – одноосновная кислота средней силы. Второе ее название – фосфиновая:

Соли этой кислоты называют гипофосфитами, или фосфитами, например KРО₂Н₂.

Фосфористая (Н₃РО₃) – двухосновная кислота средней силы, немного слабее фосфорноватистой. Также имеет второе название – фосфоновая:

Ее соли называются фосфиты, или фосфонаты, например K₂РО₃Н.

Дифосфорная (пирофосфорная) (Н₄Р₂О₇) – четырехосновная кислота средней силы, чуть сильнее ортофосфорной:

Соли – дифосфаты, например K₄P₂O₇.

Тест по теме «Фосфор и его соединения»

1. Исключите «лишний» элемент из перечисленных по принципу возможности образования аллотропных модификаций:

а) кислород; б) азот;

в) фосфор; г) сера.

2. При взаимодействии 42,6 г фосфорного ангидрида и 400 г 15%-го раствора гидроксида натрия образуется:

а) фосфат натрия;

б) гидрофосфат натрия;

в) смесь фосфата и гидрофосфата натрия;

г) смесь гидро- и дигидрофосфата натрия.

3. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации фосфата калия равна:

а) 5; б) 3; в) 4; г) 8.

4. Число электронов на внешнем уровне атома фосфора:

а) 2; б) 3; в) 5; г) 15.

5. Фосфор, полученный из 33 г технического фосфата кальция, сожгли в кислороде. Образовавшийся оксид фосфора(V) прореагировал с 200 мл 10%-го раствора гидроксида натрия (плотность – 1,2 г/мл) с образованием средней соли. Масса примесей в техническом образце фосфата кальция (в г) составляет:

а) 3,5; б) 1,5; в) 2; г) 4,8.

6. Число -связей в молекуле пирофосфорной кислоты:

а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.

7. Число атомов водорода, содержащихся в 4,48 л (н.у.) фосфина равно:

а) 1,2∙10²³; б) 0,6∙10²³;

в) 6,02∙10²³; г) 3,6∙10²³.

8. При температуре 30 °С некая реакция протекает за 15 с, а при 0 °С – за 2 мин. Коэффициент Вант-Гоффа для данной реакции:

а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.

9. Ортофосфорная кислота может реагировать со следующими веществами:

а) оксид меди(II); б)гидроксид калия;

в) азотная кислота; г) цинк.

10. Сумма коэффициентов в реакции между фосфором и бертолетовой солью равна:

а) 9; б) 6; в) 19; г) такая реакция невозможна.

Ответы здесь

ЗАНЯТИЕ 32         10-й класс (первый год обучения)          Азот и его соединения

П л а н

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения азота (аммиак, соли аммония, оксиды и кислоты азота).

Азот N – элемент главной подгруппы V группы периодической системы. Это типичный неметалл с высокой электроотрицательностью (ЭО = 3,0). Электронная формула атома азота имеет вид 1s²2s²2p³, это р-элемент. Поскольку азот находится во втором периоде, для его атома невозможен переход в возбужденное состояние и распаривание электронов, поэтому азот никогда не проявляет валентность, равную пяти. Степени окисления лежат в широком диапазоне от –3 до +5, например:

В соединениях азот чаще всего входит в состав анионов, но образует также катион аммония:

Русское название азота произошло от греческого a – частица отрицания и zoos – живой – «нежизненный» и является исторически сложившимся, хотя и неверным. Название «азот» предложено А.Лавуазье, чтобы отразить основное свойство элемента – его непригодность для дыхания и жизни. Это название сохранилось в русском и французском языках. Латинское название азота nitrogenium переводится как «рождающий селитру».

Ф и з и ч е с к и е  с в о й с т в а

Молекула простого вещества азота – N₂. Это газ без цвета, вкуса и запаха, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде, не поддерживает горения и дыхания. Конденсируется при –196 °С в бесцветную жидкость. Атомы в молекуле азота связаны очень прочной тройной ковалентной связью. Природный азот состоит из двух изотопов с массовыми числами 14 и 15.

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

При обычных условиях азот является химически инертным соединением за счет очень прочной связи, образованной тремя парами электронов. Большинство химических реакций с участием азота протекают при повышенной температуре, например:

Н₂ (+):

N₂ + 3Н₂  2NH₃.

О₂ (+/–)*:

N₂ + О₂  2NО.

Металлы (+):

6Li + N₂ = 2Li₃N,

2Al + N₂  2AlN.

Неметаллы (+/–):

N₂ + 3F₂  2NF₃,

N₂ + 2С  (СN)₂,

N₂ + S  реакция не идет.

Н₂О (–).

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (–).

Кислоты-неокислители (–).

Кислоты-окислители (–).

Соли (–).

В виде простого вещества азот является основной составной частью воздуха (78 % по объему). В связанном виде азот находится в п р и р о д е в виде нитратов (селитр), а также входит в состав аминокислот, белков и других органических и неорганических соединений.

В п р о м ы ш л е н н о с т и азот получают ректификацией жидкого воздуха (азот испаряется при более низкой температуре, чем кислород).

В л а б о р а т о р н ы х у с л о в и я х азот получают термическим разложением нитрита аммония:

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O

или дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇  Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Кроме того, азот в лаборатории можно получить при взаимодействии некоторых металлов с азотной кислотой:

5Mg + 12HNO₃ = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O,

а также некаталитическим окислением аммиака:

4NH₃ + 3O₂  2N₂ + 6H₂O.

Очень чистый азот получают термическим разложением азидов (солей азотистоводородной кислоты) натрия или бария:

2NaN₃  2Na + 3N₂.

В а ж н е й ш и е  с о е д и н е н и я а з о т а

А м м и а к NH₃ – бесцветный газ с резким характерным запахом, ядовит, хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом (не путайте с нашатырем NH₄Cl). В жидком состоянии молекулы аммиака связаны между собой водородными связями. Степень окисления азота в молекуле аммиака –3, валентность – III. В химическом отношении аммиак достаточно активен, склонен к реакциям присоединения, проявляет слабые осно’вные свойства, например:

NH₃ + Н₂О = NH₄OH,

NH₃ + НCl = NH₄Cl,

Аммиак также можно рассматривать как очень слабую кислоту, например:

2NH₃ (ж.) + 2Na = 2NaNH₂ + H₂.

В окислительно-восстановительных реакциях аммиак может проявлять только восстановительные свойства:

Благодаря наличию неподеленной электронной пары у атома азота аммиак является хорошим лигандом и легко образует комплексные соединения, например:

4NH₃ + CuSO₄ = [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Для получения аммиака в промышленности используют синтез Габера–Боша:

N₂ + 3Н₂  2NH₃.

К лабораторным методам получения аммиака относят:

∙ взаимодействие солей аммония с сильными основаниями:

NH₄Cl + KOH = KCl + NH₃ + H₂O,

∙ гидролиз нитридов:

Mg₃N₂ + 6Н₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃.

В природе аммиак выделяется при гниении веществ белковой природы.

Катион аммония образуется по донорно-акцепторному механизму. Степень окисления азота –3, валентность – IV:

Г и д р о к с и д  а м м о н и я является слабым летучим основанием:

OH^– +   NH₄OH  NH₃∙H₂O.

Гидроксид аммония удобно использовать для осаждения амфотерных гидроксидов из растворов солей амфотерных металлов (щелочи в этом случае могут взаимодействовать с образующимся гидроксидом):

AlCl₃ + 3NH₄OH = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl,

AlCl₃ + 4NaOH (изб.) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl.

Все с о л и а м м о н и я хорошо растворимы в воде и проявляют общие свойства солей. К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, например:

(NH₄)₂CO₃  2NH₃ + СО₂ + H₂O,

(NH₄)₂SO₄  NH₃ + NH₄HSО₄,

NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O,

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O.

Качественной реакцией на аммиак является взаимодействие его с парами концентрированной соляной кислоты с образованием белого дыма NH₄Cl:

NH₃ + HCl = NH₄Cl.

Качественной реакцией на катион аммония является взаимодействие с растворами щелочей при нагревании:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂  CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O.

О к с и д ы  а з о т а.

Известны следующие оксиды азота: несолеобразующие – N₂O, NO; солеобразующие – N₂O₃, NO₂ (N₂O₄), N₂O₅. Все они, кроме N₂O, ядовиты. Все оксиды азота термически неустойчивы и при нагревании разлагаются с выделением кислорода. NO и NO₂ являются одними из основных загрязнителей атмосферы.

О к с и д а  з о т а (I) N₂O – бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворим в воде (без взаимодействия). В смеси с воздухом возбуждающе действует на нервную систему человека («веселящий газ»). Его также применяют в медицине в качестве анестезирующего средства. При высокой температуре разлагается:

2N₂O  2N₂ + O₂.

Этот оксид несолеобразующий, при обычных условиях проявляет малую реакционную способность. В зависимости от условий может проявлять слабые окислительные или восстановительные свойства (окислительные свойства выражены сильнее), например:

Получить оксид азота(I) можно термическим разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O.

О к с и д а з о т а (II) NO – бесцветный газ без запаха, плохо растворим в воде. Несолеобразующий оксид. На воздухе легко окисляется:

2NO + O₂ = 2NO₂,

димеризуется при охлаждении:

2NO  N₂O₂.

Получают монооксид азота следующими способами:

∙ при непосредственном взаимодействии азота и кислорода:

N₂ + O₂  2NO;

∙ взаимодействием неактивных металлов с разбавленной азотной кислотой:

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

∙ каталитическим окислением аммиака:

4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O.

О к с и д а  з о т а (III) N₂O₃ – легкокипящая (3,5 °С) жидкость синего цвета, хорошо растворимая в воде (с образованием азотистой кислоты). Термически очень неустойчив, уже при 25 °С и нормальном давлении 90 % его молекулы распадаются:

N₂O₃ = NO + NO₂.

Проявляет свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂,

N₂O₃ + 2KOH (разб.) = 2KNO₂ + H₂O,

2N₂O₃ + O₂ = 4NO₂.

О к с и д  а з о т а (IV) NO₂ – при комнатной температуре бурый газ (в промышленности получил название «лисий хвост») с характерным запахом; очень токсичен, его присутствие в атмосфере вызывает отек легких; с понижением температуры димеризуется и превращается в жидкий бесцветный димер (тетраоксид диазота). Хорошо растворим в воде. Смешанный оксид, которому условно отвечают две кислоты – азотная и азотистая:

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃.

Похожим образом протекают реакции со щелочами:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O.

При взаимодействии NO₂ с водой в присутствии кислорода образуется только азотная кислота:

4NO₂ + 2H₂O + О₂ = 4HNO₃.

Диоксид азота является хорошим окислителем, например:

Получают диоксид азота следующими способами:

∙ окислением оксида азота(II):

2NO + O₂ = 2NO₂;

∙ взаимодействием неактивного (по положению в ряду напряжений) металла с концентрированной азотной кислотой:

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

∙ термическим разложением нитратов металлов средней активности:

2Pb(NO₃)₂  2PbO + 4NO₂ + O₂.

О к с и д а з о т а (V) N₂O₅ – бесцветное кристаллическое вещество, при комнатной температуре разлагается, хорошо растворяется в воде с образованием азотной кислоты:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Термически неустойчивый оксид:

2N₂O₅  4NO₂ + O₂.

Проявляет свойства кислотного оксида, является сильным окислителем, например:

3N₂O₅ + Al₂O₃  2Al(NO₃)₃,

N₂O₅ + NaOH (разб.) = 2NaNO₃ + H₂O,

Получают этот оксид взаимодействием пентаоксида фосфора и азотной кислоты:

2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃

или окислением моно- и диоксида азота озоном:

2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂.

А з о т с о д е р ж а щ и е  к и с л о т ы.

А з о т и с т а я  к и с л о т а – HNO₂ – слабая, неустойчивая кислота, существующая при низких температурах только в разбавленных растворах, при нагревании разлагается:

2HNO₂  NO + NO₂ + H₂O.

Азотистая кислота проявляет все свойства, характерные для слабых кислот, например:

HNO₂  H⁺ + ,

2HNO₂ + Ca = Ca(NO₂)₂ + H₂,

2HNO₂ + CuO = Cu(NO₂)₂ + H₂O,

HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O.

Азотистая кислота образует только один тип солей – нитриты. Нитриты в отличие от самой кислоты термически устойчивы, исключение составляет нитрит аммония:

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O.

В небольших дозах нитриты безвредны (например, их используют при производстве колбасных изделий), однако в больших дозах они ядовиты.

В окислительно-восстановительных реакциях азотистая кислота и ее соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность, например:

2HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O,

HNO₂ + H₂O₂ = HNO₃ + H₂O,

2NaNO₂ + Na₂S + 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄ + S + 2NO + 2H₂O,

5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5KNO₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O.

А з о т н а я  к и с л о т а HNO₃ – бесцветная (при хранении желтеет) жидкость с резким запахом, гигроскопична. Безводная азотная кислота «дымит» на воздухе. С водой смешивается в любых соотношениях. Термически неустойчива, состав продуктов разложения зависит от температуры, например:

2HNO₃  N₂O₅ + H₂O (расплавление),

4HNO₃  4NO₂ + О₂ + 2H₂O (t = 86 °C).

Составляя структурную формулу молекулы азотной кислоты, необходимо помнить, что одна из общих электронных пар азота и кислорода в равной степени распределена между двумя связями:

По кислотно-основным свойствам азотная кислота является одной из наиболее сильных кислот, в водных растворах полностью диссоциирует на ионы и проявляет многие свойства, характерные для кислот, например:

HNO₃  H⁺ + ,

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O,

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O,

2HNO₃ + Na₂CO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂.

В то же время азотная кислота является одним из наиболее сильных окислителей. Продукты ее восстановления лежат в широком диапазоне и зависят от природы восстановителя, участвующего в реакции, и от концентрации кислоты. Окислительные свойства азотной кислоты очень сильно зависят от температуры и резко усиливаются при нагревании. Металлы в реакциях с азотной кислотой любой концентрации окисляются, как правило, до нитратов, а неметаллы – до своих высших гидроксидов.

Азотная кислота любой концентрации не реагирует с золотом, платиной, вольфрамом. Золото и платина растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1:3:

Au + HNO₃ (конц.) + 4HCl (конц.) = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O.

Концентрированная HNO₃ при взаимодействии с наиболее активными металлами (до алюминия) восстанавливается до N₂O, например:

4Mg + 10HNO₃ (конц.) = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.

Концентрированная HNO₃ при взаимодействии с менее активными металлами и с неметаллами восстанавливается до NO_2, например:

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

C + 4HNO₃ (конц.) = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.

Концентрированная HNO₃ пассивирует алюминий, хром и железо, однако при очень сильном нагревании реакции с этими металлами возможны.

Разбавленная HNO₃ с активными металлами, а также с железом и цинком образует NH₃ (очень разбавленная – NH₄NO₃), например:

4Mg + 9HNO₃ (разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + NH₃ + 3H₂O,

4Mg + 10HNO₃ (оч. разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Разбавленная HNO₃ c менее активными металлами и с неметаллами восстанавливается до NO, например:

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

3C + 4HNO₃ (разб.) = 3CO₂+ 4NO + 2H₂O.

Способы получения азотной кислоты:

∙ вытеснение из солей с помощью концентрированной серной кислоты:

KNO₃ (тв.) + H₂SO₄ (конц.) = KHSO₄ + HNO₃;

∙ дуговой способ – продувание воздуха через электрическую дугу и дальнейшее превращение NO в азотную кислоту:

N₂ + O₂  2NO,

2NO + O₂ = 2NO₂,

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃;

∙ аммиачный способ:

4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O,

2NO + O₂ = 2NO₂,

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃.

Соли азотной кислоты – нитраты, или селитры, – хорошо растворимы в воде, проявляют все свойства, характерные для солей. Как и азотная кислота, нитраты являются сильными окислителями (в кислой среде окислительная способность нитратов сопоставима с разбавленной азотной кислотой), например:

При нагревании нитраты разлагаются, причем продукты разложения зависят от активности металла, входящего в состав нитрата.

Нитраты щелочных металлов (кроме лития) разлагаются с образованием нитрита и кислорода, например:

2NaNO₃  2NaNO₂ + O₂.

Нитраты лития и большинства металлов (от щелочно-земельных до меди включительно) разлагаются при нагревании с образованием оксида металла, диоксида азота и кислорода, например:

4LiNO₃  2Li₂O + 4NO₂ + O₂,

2Cu(NO₃)₂  2CuO + 4NO₂ + O₂.

Нитраты неактивных металлов (после меди) разлагаются с образованием металла, диоксида азота и кислорода, например:

Hg(NO₃)₂  Hg + 2NO₂ + O₂ (выше 100 °С).

Нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота(I) и воды:

NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O.

Тест по теме «Азот и его соединения»

1. В молекуле азота атомы связаны…

а) двумя - и одной -связью;

б) двумя - и одной -связью;

в) двумя - и одной водородной связью;

г) ковалентными связями по донорно-акцепторному механизму.

2. В лаборатории азот можно получить прокаливанием:

а) нитрата аммония; б) нитрита аммония;

в) дихромата аммония; г) сульфата аммония.

3. Какое количество азота можно получить из 1м³ воздуха?

а) 22,4 моль;

б) 1000 моль;

в) 34,86 моль;

г) азот нельзя получить из воздуха.

4. Валентность азота численно равна его степени окисления в молекуле:

а) азота; б) азотной кислоты;

в) аммиака; г) оксида азота(II).

5. При взаимодействии некоторого металла массой 2,64 г с азотом образовался нитрид металла массой 2,92 г. Неизвестный металл – это:

а) алюминий; б) литий;

в) стронций; г) натрий.

6. Валентность и степень окисления азота в ионе аммония соответственно равны:

а) IV и +3; б) IV и –3;

в) III и +3; г) III и –3.

7. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получают:

а) водород;

б) оксид азота(II);

в) оксид азота(IV);

г) медь не реагирует с азотной кислотой.

8. Какие металлы не реагируют с концентрированной азотной кислотой на холоде?

а) алюминий; б) золото;

в) платина; г) серебро.

9. Какой объем диоксида азота (в л) выделится при взаимодействии азотной кислоты, полученной аммиачным способом из 112 л аммиака (н.у.) с медью?

а) 112; б) 28; в) 224; г) 56.

10. Сумма коэффициентов в реакции термолиза нитрата свинца равна:

а) 8; б) 4; в) 9; г) 7.

Ответы на тест здесь