Твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде. По свойствам похожи на соли щелочных металлов, особенно солей К+, т. к. по радиусу ионы К+ и NH4 + приблизительно равны.
(NH4)2SO4 - cульфат аммония, NH4NO3 - нитрат аммония (аммиачная селитра).
Получение: NH3 + кислота.
Свойства:
1) качественные реакции на хлорид-ион (с нитратом серебра), на сульфат-ион (с солями бария), на карбонат-ион с более сильными, чем угольная, кислотами (выделяется CO2 );
t
2) NH4Cl+NaOH→NH3+H2O+NaCl (качественная реакция на соли аммония)
в ионном виде: NH4++OH - →NH3+H2O (влажная лакмусовая бумажка синеет).
t
3) разложение при нагревании: NH4Cl→NH3+HCl
На верхних холодных стенках пробирки идёт обратная реакция, появляются белые кристаллы NH4Cl.
Применение:
1) в качестве минеральных удобрений, особенно нитрат аммония;
2) в качестве разрыхлителя теста используют гидрокарбонат аммония:
NH4НСО3→NH3+H2O+СО2
3) смесь NH4NO3 с порошком Al и С — аммонал, взрывчатое вещество (используется при разработке горных пород).
|
|
Оксиды азота
+1 +2 +3 +4 +5
N2O NO N2O3 NO2 N2O5
несолеобразующие кислотные
N2O3 соответствует HNO2
N2O5 - HNO3
NO2 образует 2 кислоты: HNO2 и HNO3 : 2NO2 +H2O → HNO2 + HNO3
При избытке кислорода — только HNO3 : 4NO2 +О2+2H2O → 4HNO3
Азотная кислота
HNO3 - бесцветная жидкость, дымится на воздухе. На свету желтеет, т. к. частично разлагается с образованием бурого газа NO2 : 4HNO3 → 4 NO 2 +О2+2H2O
Химические свойства:
1. Взаимодействует с оксидами и гидроксидами металлов, с солями, как обычная кислота.
2. С металлами разбавленная и концентрированная HNO3 взаимодействует по особому: водород не вытесняется, а восстанавливается азот (до азота или его оксидов).
Cu+4HNO3 (конц) → Сu(NO3)2+2NO2 +2H2O
3Cu+8HNO3 (разб) → 3Сu(NO3)2+2NO +4H2O
Fe и Al пассивируются (покрываются оксидной плёнкой) при взаимодействии с конц. HNO3,
поэтому азотную, как и серную кислоту, перевозят в стальных и алюминиевых цистернах.
3. С органическими веществами: окисляет их, обесцвечивает красители. Выделяется много теплоты, вещество воспламеняется (капля скипидара ярко вспыхивает, тлеющая лучинка в азотной кислоте загорается).
Применение: в химической промышленности для производства азотных удобрений, пластмасс, искусственных волокон, органических красителей, лаков, лекарств, взрывчатых веществ.
Соли азотной и азотистой кислот. Азотные удобрения
Нитраты
Получают при действии азотной кислоты на металлы, их оксиды и гидроксиды.
Свойства: при нагревании разлагаются с выделением кислорода: 2КNO3 → 2КNO2+О2
|
|
Применение. Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называют селитрами (азотные удобрения). Из КNO3 делают чёрный порох, а из NH4NO3 - аммонал (взрывчатое вещество).
AgNO3 (ляпис) применяют в медицине для прижигания язв, ран.
Нитриты
Соли азотистой кислоты. Ядовиты для человека, особенно для детей. Образуются в организме из нитратов, содержащихся в культурных растениях.
Фосфор, его физические и химические свойства
Строение атома фосфора
Р менее электроотрицателен, чем N, радиус больше, значит, более выраженные восстановительные свойства. Соединения со ст.ок. -3 встречаются реже, чем у N (с металлами — фосфиды). Чаще ст.ок. +5.
Соединение с Н — фосфин PH3 – имеет малополярную связь, т. к. ЭО элементов близки.
Фосфор — простое вещество
Красный и белый фосфор (аллотропные модификации).
Белый фосфор — Р4. Нерастворим в воде, растворим в сероуглероде. Легко окисляется на воздухе (поэтому светится в темноте), в порошкообразном состоянии воспламеняется. Очень ядовит. Хранят его под водой.
Красный фосфор при нагревании в закрытой ватой пробирке превращается в белый фосфор (если убрать ватный тампон, белый фосфор вспыхнет на воздухе.
Красный фосфор- тёмно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. Неядовит и не светится в темноте.
Хим.свойства белого и красного фосфора близки, но белый фосфор более химически активен.
1. С металлами образует фосфиды:
t
3Сa+2P→Ca3P2
2. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, красный горит при поджигании:
4Р+5О2→2Р2О5
3. С водородом не реагирует. Фосфин получают из фосфидов:
Ca3P2+6HCl→3CaCl2+2PH3 (фосфин — очень ядовитый газ с неприятным запахом, легко воспламеняется, образует болотные блуждающие огни).
Открытие фосфора
Нем. алхимик Г.Бранд (1669). Название переводится как «светоносный».
Соединения фосфора
Р2О5 - оксид фосфора. Образуется при горении фосфора или фосфина. Белый гигроскопичный порошок. Типичный кислотный оксид:
Р2О5 +3H2O→2H3PO4 Р2О5 +3MgO→Mg3(PO4)2 Р2О5 +6NaOH→2Na3PO4+3H2O
H3PO4 - фосфорная кислота. Твёрдое прозрачное крист. в-во, хорошо растворима в воде.
Кач. реакция на PO43- - ион + AgNO3→Ag3PO4 (жёлтый осадок, растворимый в кислоте).
3 ряда солей: фосфаты НР в воде, кроме фосфатов щелочных металлов, дигидрофосфаты в основном растворимы в воде, гидрофосфаты МР в воде.
Фосфор в природе
Только в соединениях. Фосфориты и апатиты — Ca3(PO4)2, из них в промышленности получают фосфор. В организме — в костях (фосфат кальция), в АТФ, ДНК и РНК.
Применение фосфора и его соединений
Красный Р — в производстве спичек, фосфорной кислоты, фосф. удобрений и кормовых добавок для животноводства, ядохимикатов (дихлофос, хлорофос).