Опорный конспект: «Подгруппа азота»

Опорный конспект: «Подгруппа азота»
Азот
Получение:
а) в промышленности из воздуха;
б) в лаборатории:
NH4NO2 → N2 ↑+ 2 H2O.
Химические свойства:
N2 + 6 Li = 2 Li3N
N2 + 3 Mg = Mg3N2
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3
N2 + O2 ↔ 2 NO - Q
Азотная кислота
Получение:
а) в промышленности:
N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3;
4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O;
2 NO + O2 = 2 NO2;
4 NO2 + O2 + 2 H2O = 4 HNO3.
б) в лаборатории:
2 NaNO3 + H2SO4 конц. = 2 HNO3 + Na2SO4
1. Кислотно-основные свойства:
HNO3 – сильная кислота
HNO3 = H+ + NO32 HNO3 + CaO = Ca (NO3)2 + H2O
2 H+ + CaO = Ca2+ + H2O;
2 HNO3 + Ba (OH)2 = Ba (NO3)2 + 2 H2O
H+ + OH- = H2O;
2 HNO3 + Na2CO3 = 2 NaNO3 + H2O +CO2
2 H+ + CO32- = H2O + CO2;
HNO3 + NH3 = NH4OH.
2. Окислительно-восст. свойства:
HNO3 – сильный окислитель. Окисляет
почти все металлы, многие неметаллы и
сложные вещества. Нитрат-анион может
восстанавливаться до различной степени
окисления азота, при этом образуются
разные конечные продукты. Это зависит от
концентрации кислоты и активности
восстановителя.
HNO3 конц. не взаимодействует при
обычной температуре с Fe, Cr, Al.
Cu + 4 HNO3 конц. = Cu (NO3)2 + 2 NO2↑ +
+2 H2O;
3 Cu + 8 HNO3 разб. = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO↑+
+ 4 H2O.
При взаимод. с азотной кислотой
неметаллы, как правило, окисляются до их
высшей степени окисления. При взаимод. с
разб. азотной кислотой образуется NO, с
конц. – NO2 бурый газ.
C + 4 HNO3конц. = CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
Аммиак
Получение:
а) в промышленности:
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 +Q;
б) в лаборатории:
2 NH4Clтв + Ca (OH)2 тв = CaCl2 +2 H2O +
+ 2 NH3↑.
Химические свойства: (NH3 – восст-ль)
1) горение в чистом кислороде:
4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O;
2) окисление на kat:
4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O;
3) восстановление металлов из их оксидов:
2 NH3 + 3 CuO = N2↑ + 3 Cu + 3 H2O.
Кислотно-основные свойства:
NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-;
NH3 + HCl = NH4Cl (хлорид аммония);
2 NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
(сульфатаммония);
NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитратаммония).
Нитраты
Особые свойства – при нагревании
разлагаются
Me до Mg:
2 NaNO3 = 2 NaNO2 + O2↑;
от Mg до Cu:
2 Cu (NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2↑ + O2↑;
левее Cu:
2 AgNO3 = 2 Ag + 2 NO2↑ + O2↑
Соли аммония
1. Общиесв-ва: с другими солями вступают
в РИО:
NH4Cl + AgNO3 = NH4NO3 + AgCl↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓
(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2 NH4Cl + BaSO4
Ba2+ + SO42- = BaSO4
(NH4)2CO3 + 2 HCl = 2 NH4Cl + H2O + CO2
2 H+ + CO32- = CO2 +H2O
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + H2O +NaCl
(качественнаяр-циянакатион NH4+)
2. Особыесв-ва: при нагревании
разлагаются
(NH4)2CO3 = 2 NH3↑ + CO2 + H2O;
NH4Cl = NH3↑ + HCl;
(NH4)2SO4 = 2 NH3↑ + NaHSO4;
NH4NO3 = N2O↑ + H2O;
NH4NO2 = N2↑ + 2 H2O;
(NH4)2Cr2O7 = N2↑+ Cr2O3 + 4 H2O.
Фосфор
Получение:Ca3 (PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C = 3 CaSiO3 + 2 P + 5 CO
В отличие от свободного азота N2, фосфор весьма химически активен. Он
непосредственно взаимодействует со многими простыми и сложными веществами,
проявляя и окислительные и восстановительные свойства.
P0 – окислитель: 3 Ca + 2 P = Ca3P2
С водородом непосредственно не реагирует, его можно получить из фосфидов:
Ca3P2 + 6 HCl = 3 CaCl2 + 2 PH3↑
P0– восстановитель: 4 P + 5 O2 = 2 P2O5;
2 P + 5 Cl2 = 2 PCl5.
Соединения фосфора:P2O5 – кислотный оксид
Химические св-ва: P2O5 + 6 NaOH = 2 Na3PO4 + 3 H2O;
P2O5 + 3 K2O = 2 K3PO4;
P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4.
Азот – бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода.Является основным
компонентом воздуха (содержание азота в воздухе составляет 78%.
В 1756г. англичанин Даниэль резерфорд установил, что воздух, оставшийся под колоколом, где жила
несколько дней мышь, освобожденный от углекислого газа, не поддерживает горение и дыхания.
Этот газ он назвал « ядовитым воздухом». В 1773г. Карл Щееле. Шведский аптекарь, установил, что
воздух состоит из двух газов. Газ неподдерживающий горение и дыхание он назвал «испорченным
воздухом». В 1776г. известный французский учёный Антуан Лавуазье, подробно исследуя
«ядовитый» и «дурной» воздухи, установил, что это одно и тоже вещество и предложил назвать его
азотом, что в переводе с греческого означает безжизненый.
Фосфор – В поисках элексира молодости и попытках получения золота немецкий алхимик
ГеннингБранд в 1669г. получил вещество, обладающее необычными свойствами: оно светилось в
темноте, а брошенное в кипящую воду, выделяло пары, загоравшиеся на воздухе свыделением
густого дыма, который растворялся в воде с образованием кислоты. Химический элемент фосфор
образует несколько аллотропных модификаций. Например:
белый - имеет молекулярную решётку, состоящую из молекул Р4. Он обладает типичным запахом,
очень ядовит, самовоспламеняется на воздухе,.Нерастворим в воде, хранят под водой, растворим в
сероуглероде. При окислении на воздухе светится в темноте так как происходит непосредственное
превращение химической энергии в световую;
красный – представляет собой порошок темно-малинового цвета, не ядовит, не воспламеняется на
воздухе, несветится в темноте. При нагревании свыше 240С0 воспламеняется.
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха.Аммиак нельзя
вдыхать продолжительное время, так как он ядовит.Он легко сжижается при температуре – 34
градуса. А при испарении жидкого аммиака из окружающей среды поглащается много теплоты,
поэтому аммиак используют в холодильных установках. Аммиак хорошо растворим в воде: при 20 * С
в одном объёме её растворяется около 700 объёмов аммиака. Аммиак собирают методом вытеснения
воздуха в перевёрнутый вверх дном сосуд.
Азотная кислота. « Возьми фунт кипрского купороса,полтора фунта селитры и четверть фунта
квасцов, подвергни всё перегонке, и ты получишь жидкость, которая обладает высоким
растворяющим действием». Так описан первый способ получения азотной кислоты в книге арабского
алхимика Джибара. Могущество этой жидкости так велико. Что, будучи смешанной с соляной
кислотой, она расправляется с царём металлов – золотом. Азотная кислота – жидкость, бесцветная, с
едким запахом, хорошо растворяется в воде, смешиваясь с ней в любых соотношениях. На свету и
при нагревании желтеет, в следствии окисления и образования бурого газа.