|
Читайте также: |
Цель работы – изучение свойств простых веществ азота и фосфора и их соединений.
Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов элементов VA группы – ns2np3. Азот в своих соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Для всех остальных элементов VA группы наиболее характерными степенями окисления являются +3 и +5.
Азот, в качестве простого вещества N2 представляет собой газ (Ткип = – 195,8 °С), без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Водородное соединение азота – аммиак NH3 – бесцветный газ (Ткип = – 33,4 °С) с характерным запахом, очень хорошо растворим в воде. Аммиак обладает восстановительными свойствами.
В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием смеси твердых хлорида аммония и гидроксида кальция:
2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
Доказательством выделения аммиака является «белый дым» хлорида аммония, который образуется при его взаимодействии с хлороводородом:
NH3 (газ) + HCl (газ) → NH4Cl (тв.).
Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию в результате установления равновесий:
NH3 + H2O ⇄ NH3×H2O ⇄ NH4OH ⇄ NH4+ + OH‾
Фенолфталеин в растворах аммиака окрашивается в малиновый цвет.
Восстановительные свойства аммиака проявляются при его взаимодействии с галогенами (хлорной, бромной или йодной водой) и перманганатом калия:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr.
2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2КOH + 2Н2О.
Азот образует ряд оксидов N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), два из них – N2O3 и N2O5 являются кислотными.
Оксид азота(I) N2O – бесцветный газ со слабым запахом, плохо растворимый в воде, является сильным окислителем. Оксид азота(I) получают термическим разложением нитрата аммония:
250°С
NH4NO3 → N2O + 2H2O
В атмосфере N2O горят лучина, сера и красный фосфор:
С + N2O →; S + N2O →; P + N2O →.
Оксид азота(II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде, на воздухе практически мгновенно окисляется до NО2. Оксид азота(II) получают при взаимодействии меди с ~30 %-ным раствором азотной кислоты:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Оксид азота(III) (азотистый ангидрид) N2O3 – жидкость голубого цвета, устойчивая при температурах ниже –10 °С; при низких температурах взаимодействует с водой с образованием слабой азотистой кислоты HNO2.
Азотистая кислота HNO2 неустойчива, существует при низкой температуре только в растворе. В водном растворе азотистой кислоты при низких температурах устанавливается равновесие:
N2О3 + H2O ⇄ НNО2 ⇄ H+ + NО2‾,
вследствие которого ее раствор окрашивается в голубой цвет, присущий оксиду азота(III). При повышении температуры азотистая кислота и оксид азота(III) диспропорционируют:
2HNO2 → HNO3 + 2NO + Н2О; N2O3 → NO + NO2.
Получают азотистую кислоту вытеснением из растворов солей (нитритов) разбавленной серной кислотой (при Т < 4 °С):
2NaNO2 + H2SO4(paзб.) = Na2SO4 + 2HNO2.
Соли азотистой кислоты – нитриты – более устойчивы термически и могут быть выделены в свободном состоянии.
Азотистая кислота и нитриты проявляют свойства как восстановителей, так и окислителей:
2HNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2KHSO4 + I2 + 2NO + 2H2O;
3NaNO2 + K2Cr2O7 + 5H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 2KHSO4 + 4H2O.
Оксид азота(IV) NO2 – бурый легкосжижающийся газ (Tкип = 21,2 °С), растворяется в воде с образованием двух кислот:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
В степени окисления +5 азот входит в состав азотной кислоты – HNO3. Концентрированная азотная кислота окисляет большинство металлов и некоторые неметаллы. При нагревании красного фосфора с концентрированной азотной кислотой образуется ортофосфорная кислота:
Р + HNO3 (конц.) → H3РO4 + NO2 + H2O
Сера окисляется концентрированной азотной кислотой до Н2SO4::
S + HNO3 (конц.) → H2SO4 + NO2 + H2O.
Доказательством существования фосфат-ионов служит реакция, в результате которой образуется ярко-желтый осадок (NH4)3[PMo12]. Присутствие сульфат-иона обнаруживается по реакции:
H2SO4 + ВаС12 = BaSO4↓ + 2HC1.
Так как в продуктах восстановления азотной кислоты всегда присутствует NO2, его отделяют пропусканием продуктов реакции через раствор щелочи:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.
Для сравнения окислительной способности концентрированной и разбавленной азотной кислоты используется стандартная реакция с KI:
HNO3 (конц.) + KI → I2 + NO2 + H2O.
HNO3 (разб.) + KI →
Фосфор образует несколько полиморфных модификаций: белый, красный и черный фосфор. Наиболее термодинамически устойчивой полиморфной модификацией является черный фосфор. За стандартное состояние фосфора принимается модификация – белый фосфор.
Белый фосфор состоит из молекул Р4. Это прозрачное, химически очень активное вещество, которое загорается на воздухе даже при незначительном нагревании. Красный фосфор имеет полимерное строение и вид мелких кристаллов красно-фиолетового цвета. По сравнению с белым красный фосфор химически более инертен. Черный фосфор в лабораторной практике не используется.
Одно из важнейших соединений фосфора – ортофосфорная (чаще называемая просто фосфорной) кислота Н3РО4. Это слабая трехосновная кислота (константы диссоциации Н3РО4 приведены в табл. 3 Приложения). При замещении одного, двух или трех протонов ортофосфорная кислота образует соответственно дигидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты. Из ортофосфатов и гидрофосфатов растворимы только производные щелочных металлов и аммония. Дигидрофосфаты всех металлов и аммония растворимы в воде.
Растворимые ортофосфаты и в меньшей степени гидрофосфаты подвергаются гидролизу:
РО43‾ + Н2О → НРО42‾ + ОН‾
вследствие чего их растворы имеют щелочную среду.
Растворы дигидрофосфатов щелочных металлов имеют кислую среду, так как их рН определяется не только процессом гидролиза аниона Н2РО4‾, но и процессом диссоциации образующейся ортофосфорной кислоты Н3РО4:
Н3РО4 ⇄ Н2РО4‾ + Н+.
Фосфаты щелочноземельных металлов растворимы в кислотах. При действии на них сильных кислот образуется ортофосфорная кислота:
М3(РО4)2 + 6НС1 = ЗМС12 + ЗН3РО4.
При действии слабых кислот образуются растворимые дигидрофосфаты:
М3(РО4)2 + 2СН3СООН = 2М(СН3СОО)2 + М(Н2РО4)2.
Сурьма и висмут. Из соединений сурьмы(III) и висмута наибольший интерес представляют гидроксиды и растворимые галогениды.
Гидроксиды сурьмы(III)и висмута(III)в лабораторных условиях получают при взаимодействии их растворимых солей с раствором щелочи.
Sb(OH)3 обладает амфотерными свойствами и растворяется в избытке щелочи:
Sb(OH)3 + 3NaOH~ = Na3[Sb(OH)6]
и в кислотах:
Sb(OH)3 + 3HC1 = SbCl3 + ЗН2О.
Гидроксид висмута(III)проявляет основные свойства и растворяется только в кислотах:
Bi(OH)3 + 3HNO3 = Bi(NO3)3 + ЗН2О.
Гидролиз галогенидов сурьмы(III) и висмута(III)протекает с образованием осадков оксогалогенидов – продуктов разложения основных солей:
МС13 + 2Н2О = M(OH)2CI + 2HC1
M(OH)2CI → MOCI↓ + H2O
(М – Sb3+ или Bi3+). Эти соли плохо растворимы в воде, но растворяются в кислотах.
Под действием сильных окислителей соединения висмута в степени окисления +3 проявляют восстановительные свойства:
Bi(NO3)3 + 6NaOH + Br2 = NaBiO3 + 2NaBr + 3NaNO3 + 3H2O.
Соединения висмута(V) являются очень сильными окислителями:
5NaBiO3 + 2Mn(NO3)2+ 14HNO3 = 5Bi(NO3)3 + 2NaMnO4 + 3NaNO3 + 7H2O.
Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 213 | Нарушение авторских прав
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| Опыт проводится под тягой! | | | Опыт 1. Получение азота |