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.