Соли аммония, их свойства

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+4HNO_{3 (конц)} → Сu(NO₃)₂+2NO₂ +2H₂O

3Cu+8HNO_{3 (разб)} → 3Сu(NO₃)₂+2NO +4H₂O

Fe и Al пассивируются (покрываются оксидной плёнкой) при взаимодействии с конц. HNO_3,

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 PO₄^3- - 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).