Лекция - Элементы 5 группы главной подгруппы - файл n1.doc

Лекция - Элементы 5 группы главной подгруппы
скачать (272.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc273kb.19.11.2012 21:47скачать

n1.doc

Элементы главной подгруппы V группы
Азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут (N, P, As, Sb, Bi)

Таблица




N

P

As

Sb

Bi

Состав молекул

N2

P4 до 800є,

P2 после 800є

As4 при 860є,

As2 выше 1700є

Sb4 при 2070є

Bi выше 2000є

Основной тип гибридизации

sp3, sp2

sp3, sp3d, sp3d

Основные соединения в земной коре

N2 атмосферы

Ca3(PO4)2, AlPO4, FePO4

As2S3

Sb2S3, Sb2O3

Bi2S3, Bi2O3

Распростроненность

78,2% по объему, 75,6% по массе

0,1%

0,0005% по объему,
1,5·10–4 % по массе


5·10–5% по объему, 5·10–6 по массе

2·10–5% по объему, 2·10–6% по массе

Радиус положительных ионов Э+5, нм

0,015

0,035

0,047

0,062

0,074

Радиус атомов А0/нм

0,71/0,071

1,3/0,13

1,48/0,148

1,1/0,161

1,82/0,182

Ковалентный радиус, пм

55

95

125

145

155

Ионизационный потенциал, эВ

14,54

10,55

9,81

8,64

7,29

Плотность г/см3

0,81

1,026 (жидк.)

1,82

1,83 (белый)

5,72

6,68

9,8

Температура плавления, Сє

-209,9

44,1 (белый)

815 (при p = 3,6·106 Па)

630,5

271,3

Температура кипения, Сє

-195,8

275

281 (белый)

613 (сублимация)

1640,5

1560

Электроотрица-тельность

3,0

2,1

2,0

1,9

1,9

Степени окисления

-3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5


-3, +1, +3, +5

-3, +3, +5

-3, +3, +5

-3, +3, +5

Алотропные видоизменения



белый, рубиновый, пурпурный, черный

? – серый,

? – желтый,

? - черный

? - металлический,

? – желтая,

? – черная



(I2) Э0 ? Э+2, эВ

29,60

19,72

18,63

16,5

16,17

(I3) Э0 ? Э+3, эВ

47,43

30,15

28,34

25,3

25,56


В атмосфере 78% азота по объему или 75,6% по массе, в земной коре 0,04 масс % (18 место).
Фосфориты (Ca3(PO4)2, AlPO4, FePO4),
Аппатиты (Ca5(PO4)3F,CI
Сульфиды и оксиды: As2S3, Sb2S3, Bi2S3, Sb2O3, Bi2O3.
Энергия ионизации:

I1 (N0 ? N+1) = 14,54 кДж/моль
I2 (N0 ? N+2) = 29,60 кДж/моль окислительная
I3 (N0 ? N+3) = 47,43 кДж/моль способность
I4 (N0 ? N+4) = 77,45 кДж/моль возрастает
I5 (N0 ? N+5) = 97,86 кДж/моль



Широкий набор степеней окисления –3, +3, +5.
Молекулярный азот имеет очень низкие температуры кипения – 195,80 и плавления - 2100.
Состав молекул Эn: N2 (до 3000є С),

P4 (до 800є С) ? Р2 (после 800є С),

As4 (до 860є С) ? As2 (выше 1700є С),

Sb4 (при 2070є С),

Bi (выше 2000є С).


Связь

N=C

N=O

N–H

N–C

N–F

N–O

N–N

Энергия, кДж/моль

615


607

391

292

272

201

163




Связь

P=O

P–F

P=C

P–O

P–H

P–C

P–N

Энергия, кДж/моль

584

490

470

415

322

272




N–H и N–C , P–H и P–C , N=C, N=N, N?C и N?N
P–O и P–F, P=O и N=О


NH3 ? PH3 ? AsH3 ? SbH3 ? BiH3

устойчивость уменьшается

осн. св-ва ? слабоосновные ? не проявл-ся
N2O3, P2O3 , Bi2O3 , As2O3 и Sb2O3
гидроксиды НЭО3 и Н3ЭО4

Азот


Азот открыт в 1772 г. шотландским ученым Даниэлем Резерфордом. получен К. Шееле, Дж. Пристли, Г. Кавендишем.
По распространенности азот занимает 20 место.
В атмосфере его около 78 об.%, что составляет 4·1015 тонн.
В земной коре азот:


Без белка нет жизни, а без азота нет белка.
Природные изотопы: 14N (99,635 масс.%) и 15N (0,365 масс.%).
Искусственно получены радиоактивные изотопы: 12N, 13N, 16N, 17N.
Наиболее долго живущий изотоп 13N (ТЅ = 9,93 мин.).
нитриды (BN, AlN, Si3N4, TiN).
Комплексы переходных металлов, содержащие связанный молекулярный азот, например: [Ru(NH3)5N2]2+, [Fe(CN)5N2]3–.

Способы получения азота:

1. В промышленности получение азота осуществляется ректификацией жидкого воздуха.

Жидкий кислород tкип (–183є С), азот (–196є С).
2. В промышленности азот выделяют из воздуха, пропуская его через раскаленный железный лом.
3. Метод получения азота из воздуха по способу Брина основан на поглощении кислорода воздуха оксидом бария или пирогаллолом.

BaO + воздух (O2, N2) = BaO2 + N2
В лабораторных условиях:
4. Азот получают пропусканием NH3 над раскаленным оксидом меди (II):



2N-3H3 + 3Cu2+O ? N20 + 3H2O + 3Cu0

вос-ль окис-ль

5. Разложением нитрита аммония:



NH4NO2 ? N2 + 2H2O

6. Разложением дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7 ? N2 + Cr2O3 + 4H2O


Строение молекулы N2. Химическая связь в молекуле.
2N = N2 + 941 кДж/моль
Тройная связь в молекуле N2 по энергии эквивалентна почти шести одинарным связям N – N. Очень прочной является первая из разрываемых в молекуле N2 связей – ? связующая (522,5 кДж/моль).


Электронное строение N2.

По методу ВС: молекулу N2 (:N ? N:)

Схема молекулярных орбиталей молекулы N2:


Е связи N ? N равно 941 кдж/моль
941 – 522 = 419 : 2 = 208 кдж/моль
8 св - 2 разрыхл. = 3 кратность связи

2


Энергии связи атомов

Связь

N–H

N–C

N=C

N–N

N–O

N=O

N–F

Энергия, кДж/моль

391

292

615

163

201

607

272

Связь

P–H

P–C

P=C

P–N

P–O

P=O

P–F

Энергия, кДж/моль

322

272





415

584

490



?

N ? N

2?

Длина связи в N2 = 0,109 нм

Суммарная энергия тройной связи в N2 941 кДж/моль.

Характерные степени окисления:

N03 - азот

N–3H3 – аммиак

(N–3H4)2SO4 – соль аммония

Na+N–3H+2 – амид натрия

N–1H2+O–2H+ – гидроксиламин

N2+1O – оксид азота (I)

N+2O – оксид азота (II)

H+3NO2 – азотистая кислота

K3+NO2 – соль азотистой кислоты

N+4O2 – оксид азота (IV)

H+5NO3 – азотная кислота

KNO3 – соль азотной кислоты
Физические свойства:
Азот не поглощает свет из-за того, что энергия фотонов видимого спектра (E = h? = 435 кДж/моль) недостаточна для возбуждения молекулы N2 (Eсв = 941 кДж/моль).


Химические свойства:

6Li + N2 ? 2Li3N
t, Kат.

N2 + 3H2 ? 2NH3 (t = 450-500є С, давление 30 МПа)

окис-ль

t, Кат. t, Кат.

N2 + 2B ? 2BN N2 + 3Ca ? Ca3N2

t = 1500є C t, kat

N2 + O2 ? 2NO N2 + F2 ? NF3

Восст. h?, 

N2 ? 2N

2N + O2 = 2NO N0 – е ? N+
N+ + O2 ? NO+ + O0
Соединения азота с водородом и неметаллами:
аммиак (NH3),

гидразин (H2N–NH2),

азотводородную кислоту (H[N3]).

Валентные углы в соединениях азота с водородом

NH30


Тригональная ,

пирамидальная

NH2-

тригональная изогнутая,угловое строение

NH4+

Тетраэдрическая,

Тетраэдр


Энергетическое состояние молекулы NH3

Есвязи N – H = 391 кдж/моль


Молекулы NH3 имеют большие электрические дипольные моменты (4,44·10–30 Кл·м ),
Плотность жидкого аммиака 0,68 г/см3,
tкип (–33є С), tпл (–78є С)

700 V NH3 в 1 V жидкой воды,

при t = 0є C растворяется 1200 V NH3.


10% раствор аммиака называют нашатырным спиртом.
Кристаллогидрат NH3·H2O (при температуре–79є).
кристаллогидрат 2NH3·H2O. NH4OH
NH3 + H2O = NH3·H2O NH3·H2O = NH4OH

NH4OH = NH4+ + OH

Kдис. = 1,75·10–5 моль/л.



H H H H

| | | |

H — O · · · H — N · · · H — O · · · H — O · · · H — O · · · H — N

| | ¦ ¦ | |

H H H H H H

¦ | |

O — H · · · O — H · · · N — H

| |

H H


1. Наличие у атомов H положительных зарядов и электронной пары у атома N придает аммиаку способность отщеплять и присоединять протон и проявлять в растворах свойства амфолита, подобного воде (HNH2 ? H+ + NH2).

2. Ковалентный характер трех связей N–H предполагает возможность замещения водорода и на электроотрицательные и на электроположительные заместители. Аммиак и его производные способны к образованию водородных связей.

3. Наличие неподеленной электронной пары у атома азота придает аммиаку свойства N-донорного лиганда.

4. Степень окисления атома азота –3, поэтому аммиак слабый восстановитель. Степень окисления +1 у атома водорода, указывает на возможность проявления водородом аммиака окислительных свойств.
Химические свойства:
4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2

P,t

4NH3 + 5O2 = 6H2O + 4NO

2NH3 + 3Br2 = 6НВr + N2

NH3 + Cl2 = HCl + NH2Cl

хлорамид

NH3 + 3I2 = 3HI + NI3

Трииодид

NH3 + NI3 = NH3·NI3



4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F


3NH3 + 3HI = 3[NH4]I
2NH3 + Ca = Ca(NH2)2 + H2

2Na + 2HNH2 = 2NaNH2 + H2
t

4LiNH2 ? 2Li2NH + 2NH3

имид лития

t

3Ba(NH2)2 ? Ba3N2 + 4NH3

нитрид бария

Нитриды легко гидролизуются:

Ca3N2 + 6H2O = 2NH3? + 3Ca(OH)2
3NH3 + 4KClO3 + 3NaOH = 3NaNO3 + 4KCl + 6H2O

восст-ль окис-ль

2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O

вост-ль окис-ль гидразин
NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl

- реакции внутримолекулярного окисления-восстановления:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

- с кислотами:

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

NH3 + HClO4 = NH4ClO4
NH4Cl = NH3? + HCl?

обратимое

(NH4)2SO4 = 2NH3? + H2SO4

необратимое

NH4NO3 = N2O? + 2H2O

необратимое

NH4F – NH4Cl – NH4Br – NH4I

термическая устойчивость возрастает
Качественная реакция на ион NH4+:


NH4Cl + NaOH ? NaCl + H2O + NH3?

Получение аммиака:

- в промышленности получают синтезом из простых веществ:

t = 400-500є C

N2 + 3H2 ? 2NH3

Kat – Fe, давление до 1000 атм.
- аммиак выделяется при коксовании каменного угля.

- в лаборатории аммиак получают действием щелочей на аммонийные соли: t

NH4Cl + NaOH ? NaCl + NH3? + H2O

р-р р-р
Некоторые производные аммиака:

Гидразин N2H4

температура замерзания (+1,5є С) и кипения (+114є С)

моногидрат N2H4·H2O,

Получение: NH3 + NaOCl ? NH2Cl + NaOH

NH2Cl + H–NH2 ? NH2–NH2 + HCl

2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O
N2H4 + H2O ? N2H5+ + OH Кд = 10–6

N2H5+ + H2O ? N2H62+ + OH Кд = 10–15

Соли их:

N2H5Cl хлоридгидразиния (NH2–NH2)·HCl

N2H6Cl2 дихлоридгидразиния (NH2–NH2)·2HCl

(NH2–NH2)·H2SO4

Гидразин – восстановитель:

N2H4 + 2I2 + KOH ? N2 + 4KI + 4H2O

N2H4 + O2 = N2 + 2H2O + Q

N2H4 + 2I2 = N2 + 4HI

восс-ль

3N2H4 + 4AuCl3 = 3N2 +12 HCl +4 Au

восс-ль


Гидроксиламин NH2OH

tпл = +33є С, tкип = +56,5є С.
Получают каталитическим восстановлением NO молекулярным водородом:

Рt

2NO + 3H2 = 2NH2OH
Свойства:

NH2OH + H2O ? NH3OH+ + OH Кд = 7·10–9

Проявляет восстановительные и окислительные свойства:

2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O

восст-ль щелочная среда

2NH2OH + 4FeSO4 + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O

окис-ль кислая среда

Легко разлагается по механизму самоокисления-самовосстановления:

3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O
Азидводородная кислота H[N3]

Бесцветная жидкость, обладающая характерным резким острым запахом, tпл = –80є С, tкип = +35,7є С. Сильно взрывчатое вещество.

t = 300є С

2H[N3] = H2 + 3N2 + 564 кДж

Она имеет структуру: H – N = N ? N.

Азидводородная кислота несколько слабее уксусной кислоты, диссоциирует в растворе на ионы:

H[N3] = H+ + [N3] Кд = 1,2·10–5

Соли ее азиды растворимы в воде, за исключением солей серебра, ртути и свинца, соли взрывчаты, применяются в качестве запальных взрывчатых веществ.

H[N3] является окислителем и восстановителем:

H[N3] + HNO2 ? N2 + N2O + H2O

окис-ль

10H[N3] + 2KMnO4 + H2SO4 = 15N2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

восст-ль

H[N3] + 4H2 ? 3NH3

окис-ль

H[N3] + 8KI + 8H2O ? 4I2 + 3NH3 + 8KOH

Получение:

N2H4 + HNO2 = H[N3] + 2H2O
NaNH2 + N2O ? H2O + NaN3

амид

затем выделение из соли: 2NaN3 + H2SO4 ? Na2SO4 + 2HN3

разб. р-р

Мочевина – карбамид: аналог угольной кислоты



Бесцветное, кристаллическое вещество, не имеющее запаха, легко возгоняется, хорошо растворима в воде и в жидком аммиаке.

Получение:


Гидролизуется в щелочной и кислотной среде:



Кислородные соединения азота:

Азот образует несколько оксидов азота со степенями окисления азота:

+1, +2, +3, +4, +5:
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5,





N2O

NO

N2O3

NO2

N2O4

N2O5

?Gfє298, кДж/моль

+104,1

+87,6

+140,6

+52,3

+79,2

+95,3


Оксиды имеют кратные или полукратные связи:





H2N – OH

ON = O

NN = O



N ? O




1

2

2

2,5

3

Энергия связи, кДж/моль

280

468

535

631

1046


Оксиды N2O и NO несолеобразующие, остальные солеобразующие.

Оксид азота (I) N2O: tпл = –91є С, tкип = –89є С, умеренно растворим в воде.

Структура молекулы N2O линейная. Существует в виде двух форм:

преобладает

Молекула обладает слабой полярностью с дипольным моментом.

При комнатной температуре оксид азота N2O устойчив, при нагревании разлагается:

t > 500є

2N2O ? 2N2 + O2

При высокой температуре сильный окислитель, при нормальных условиях малоактивен.

Окисляет углерод, фосфор, щелочные металлы, водород, аммиак и др., в атмосфере N2O сгорают:

t t

N2O + H2 = H2O + N2 + Q 3N2O + 2NH3 = 3H2O + 4N2

t t

N2O + 2Na ? Na2O + N2 2N2O + C ? CO2 + 4N2

графит

t

5 N2O +2 P ? P2O5 + 5N2

t

N2О + H2SO4 ?2 NO + SO2 + H2O

5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 ? 2MnSO4 + K2SO4 + 10NO + 3H2O
Оксид азота (II) NO бесцветный, малорастворимый в воде

(1V H2O? 0,07VNO), tпл = –152є С, tкип = –164є С.
Буреет на воздухе: NO + O2 ? NO2.

При повышении tє диспропорционирует:

3N+2O = N2+1 + N+4O2
Оксид азота (II) парамагнитен, электронная формула:

Тремя точками обозначена связь за счет пары связывающих и одного разрыхляющего, тогда порядок связи 0,5.
Кратность связи 2,5. Молекула NO полярна.

Он токсичен, связывает гемоглобин в крови.

С концентрированной H2SO4 образует нитрозилсерную кислоту:

4NO + O2 + 4H2SO4 = 4[NO]HSO4 + 2H2O

В лаборатории NO получают взаимодействием 30-35% азотной кислоты с медью:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO? + 4H2O

H2S + 2KNO2 + H­2SO4 + 2H2O = K2SO4 + 2H2O + S + 2NO
Обладает и окислительными, и восстановительными свойствами.

t

2NO + 2H2 ? 2H2O + N2 + Q

окис-ль

t

2NO + 2C ? 2CO + N2

окис-ль

10NO + P4 ? 2P2O5 + 5N2

окис-ль

NO + SO2 ? SO3 + N2O

окис-ль

5CrCl2 + NO + 3HOH ? 5Cr(OH)Cl2 + NH3

вост-ль окис-ль

В роли восстановителя вступает в реакцию с: O2, Cl2, Br2, HOCl и др.

2NO + O2 = 2NO2

2NO + Cl2 = 2[NO]Cl

2NO + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 2HNO3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3H2O
Оксид азота (III) N2O3, темно-голубая жидкость, tпл = –102є С, tкип = 3,5є С, при температуре ниже –102є С превращается в светло-синие кристаллы.

Молекула N2O3 имеет плоское строение.



Стабильная модификация Нестабильная модификация
Получают N2O3 пропусканием смеси газов, образующихся при раскислении концентрированной HNO3 крахмалом через U-образную трубку, охлажденную до –30є С.

NO + NO2 = N2O3

В газообразном состоянии N2O3 неустойчив и диспропорционирует:

N2O3 = NO + NO2

С водой реагирует с образованием азотистой кислоты, со щелочами дает нитриты: N2O3 + H2O ? 2HNO2

N2O3 + 2NaOH ? 2NaNO2 + H2O
Для азотистой кислоты известны две таутомерии:




H—O—N═O


Соли ее нитриты сильные электролиты.

AgNO2.

HNO2 является окислителем и восстановителем:

2HNO2 + O2 = 2HNO3

вост-ль

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

вост-ль обесцвечивание р-ра

2HNO2 + H2S = 2H2O + S + 2NO

окис-ль

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2K­2SO4 + H2O

окис-ль

Азотистая кислота диспропорционирует:

3HNO2 = HNO­3 + 2NO + H2O
нитрозоаминов K2N—NO – канцерогенные вещества.
Диоксид азота NO2 бурый ядовитый газ, токсичен, легко сгущается в красноватую жидкость, tкип = 21є C, tпл = -11є C, замерзая образует бесцветные кристаллы. При понижении температуры полимеризуется: 2NO2 = N2O4.

Молекула NO2 нелинейная, ее неспаренный электрон находится на связывающей орбитали, что и определяет склонность к димеризации:





Бурый газ,

парамагнитен

Бесцветный кристалл, диамагнитен


Порядок связи 1,5, sp2-гибридизация азота. Длина связи 0,12 нм занимает промежуточное положение между одинарной (0,143 нм) и двойной (0,118 нм).

Молекула NO2 окислитель и умеренный восстановитель:
2NO2 + 7H2 = 4H2O + 2NH3

окис-ль

2NO2 + F2 + 2H2O = 2HNO3 + 2HF

вост-ль

При растворении в воде образует азотную и азотистые кислоты, а в щелочах их соли.

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

Азотистая кислота сразу же разлагается:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Получение:

1) окислением кислородом при обыкновенной температуре: 2NO + O2 = 2NO2.

2) восстановлением концентрированной HNO3, металлами, углем, крахмалом, мышьяковистым ангидридом:

As2O3 + 4HNO3 = 2HАsO3 + H2O + 4NO2

3) нагреванием нитратов тяжелых металлов:

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

2Hg(NO3)2 = 2Hg + 4NO2 + O2
Оксид азота (V) – азотный ангидрид, бесцветное кристаллическое вещество, расплавляется на воздухе, гигроскопично, tкип = 45,5є C, tпл = 30є C.

Получают действием фосфорного ангидрида на азотную кислоту и окислением NO2:

P2O5 + 2HNO3 = N2O5 + 2HPO3

2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Молекула его ассиметрична:

Кристаллический оксид N2O5 – ионное соединение, имеющее строение (NO2)+(NO3).
Оксид азота (V) очень сильный окислитель. В воде хорошо растворим с образованием HNO3, со щелочами образует нитраты:

N2O5 + H2O ? 2HNO3

N2O5 + 2NaOH ? 2NaNO3 + H2O

При распаде N2O5 происходят процессы:

N2O5 = NO2 + NO3 (быстрая реакция)

NO3 ? NO + O2 (медленная реакция)

NO3 + NO ? N2O4 (быстрая реакция)

Взаимодействием N2O­5 со 100%-ой H2O2 при –80є С может быть получено очень взрывчатое вещество с запахом хлорной извести - надазотная кислота HNO4.

В растворе она частично образуется при взаимодействии 100%-ой H2O2 с обычной концентрированной HNO3:

H2O2 + HNO3 = H2O + HNO4
Применение 70%-ой и еще более крепкой HNO3 вызывает разложение (сопровождается взрывом), а при концентрации ниже 20% происходит полный гидролиз HOONO2.
При испарении смеси N2O5 с избытком жидкого O3 получается очень неустойчивое белое вещество, отвечающее по составу простейшей формуле NO3, ей соответствует, также формула O2N – O – O – NO2.
Взаимодействие перекиси азота с H2O медленно идет по схеме:

2NO3 + H2O ? HNO3 + HNO2 + O2,

Следует отметить, что имеющиеся данные по перекисным производным азота довольно противоречивы:

N2O4 + O3 ? NO3 ? N2O6

NO2 + O3 ? NO3 + O2


Азотная кислота – термодинамически неустойчивое соединение:

?Gє = 77,6 кДж.

В безводном состоянии – бесцветная жидкость,

? = 1,53 г/см3, tкип = 84є C, tпл = –42є C.
Безводная HNO3 слабо диссоциирует:

2HNO3 = H2NO3+ + NO3

С водой смешивается в любых соотношениях. Промышленность выпускает HNO­3 68%, ? = 1,4 г/см3. В лабораториях концентрированная HNO3 63%.

В HNO3 азот является однозарядным положительным и четырехковалентным.



Связь трехцентровая,

т.к. соединяются три атома


Получение в лаборатории:

H2SO4 + 2NaNO3 ? 2HNO3? + Na2SO4

конц. тв.

Промышленное производство: Pt (t=750-900є C)

1) окислением NH3 в NO: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2) окислением NO в NO2: 2NO + O2 = 2NO2

3) взаимодействие с водой: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

фиксацией азота из воздуха:

N2 + O2 = 2NO – Q 2NO + O2 = 2NO2 + Q

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

Безводная кислота на свету при повышении температуры разлагается:

h?, tє

4HNO3 ? 4NO2 + O2 + 2H2O

Азотная кислота одна из самых сильных кислот.
В водных растворах она диссоциирует полностью:

HNO3 = H+ + NO3
Азотная кислота очень сильный окислитель: окисляет фосфор, серу, углерод, металлы, разрушает животные и растительные ткани.

6HNO3 + S = 6NO2 + H2SO4 + 2H2O

конц.

5HNO3 + 3P + 2H2O = 5NO + 3H3PO4

разб.

4HNO3 + 3C = 4NO + 3CO2 + 2H2O

разб.

HNO3 + C = CO2 + 4NO2 + H2O

конц.

2HNO3 + H2S = S + 3NO2 + 2H2O

конц.

С неметаллами разбавленная HNO3 восстанавливается до NO, а концентрированная – до NO2.
В азотной кислоте растворяются многие металлы. При этом водород, как правило, не выделяется, а образуется смесь продуктов:
N+4O2 ? HN+3O2 ? N+2O ? N+12O ? N02 ? N–3H3 (NH4NO3)

Схема восстановления HNO3 различной концентрации

HNO3

I II III IV V


Конц.

не действует на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta

конц.

с другими тяжелыми металлами до NO2

конц.

со щелочными и щелочноземель

ными металлами и Mg до N2O

разбавл.

со щелочными и щелочноземель

ными металлами, Mg, а также с S и Fe до NH3 (NH4NO3)

разбавл.

с тяжелыми металлами до NO


Fe + HNO3 ?пассивирует

конц.

Pb + 4HNO3 ? Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Ag + 2HNO3 ? AgNO3 + NO2 + H2O

конц.

4Ca + 10HNO3 ? N2O + 4Ca(NO3)2 + 5H2O

конц.

4Cu + 3HNO3 ? 2NO? + 3Cu(NO3)2 + 4H2O

разб.

4Zn + 10HNO3 ? NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O

очень разб.

3H2 + HNO3 ? NH2OH + 2H2O

разб. гидроксиламин
Наиболее сильным окислительным действием обладает смесь:

1V конц. HNO3 + 3V конц. HCl «Царская водка»
Она растворяет даже золото. Окислительное действие царской водки обусловливается атомарным хлором:

HNO3 + 3HCl = 2Cl + 2H2O + NOCl (хлориднитрозил)

NOCl = NO + Cl

HNO3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H2O

Золото растворяется с образованием золотохлористоводородной кислоты:

Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO? + 2H2O

избыток

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO? + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO? + 8H2O

Соли азотной кислоты – нитраты – термически неустойчивы и разлагаются:
В ряду левее Mg: 2KNO3 ? 2KNO2 + O2?

От Mg до Cu: 2Cu(NO3)2 ? 2CuO + 4NO2 + O2

Начиная с Hg: Hg(NO3)2 ? Hg + 2NO2 + O2

2Ag(NO3)2 ? 2Ag + 2NO2? + O2
Значение азота в природе и сельском хозяйстве:
Круговорот азота в природе:

орг. в-ва ? NH3 ? HNO3 ? Ca(NO3)2

2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

(орг. в-ва ? N2? + O2 ? HNO3 ? Ca(NO3)2.



Аммонификация – превращение органического азота в аммиак и соединения аммония.
Гумус и неразложившиеся белки ? аминокислоты ? аммонификация

NH3, NH4+ ? NO2 ? NO3

Нитрификация – превращение аммиака или аммония в нитраты с участием нитрифицирующих бактерий:

N–3H30, N–3H4+ ? N–3H4OH ? N–1H2OH ? N+2O ? (N+3O2 ) ? (N+5O3 )
Однако существуют три пути выноса азота:

- вынос с биомассой урожая;

- вымывание минеральных форм азота водой;

- денитрификация – восстановление нитратного азота до NO, N2O и N2.

Возмещение потерь азота:

- за счет органических остатков отмирающей биомассы;

- фиксация молекулярного азота атмосферы клубеньковыми бактериями и др.
Азотные удобрения:

1) Органические удобрения (навоз, компост, птичий помет).

2) Зеленые удобрения (люпин, сераделла).

3) Минеральные-азотные удобрения.
1) Аммиак жидкий NH3, pH щелочная ? 11,5, азота 82,4%.
2) Мочевина – карбамид CO(NH2)2, среда нейтральная, азота 46,5%.
3) Нитрат аммония NH4NO3, pH ? 5,0, азота 35%.
4) Хлорид аммония NH4Cl, среда слабокислая, рН ? 5,0, хлора 75%, азота 25%.
5) Аммиачная вода NH3 + H2O, pH щелочная ? 11,5, азота 20-22%.
6) Сульфат аммония (NH4)2SO4, pH ? 5,0, азота 21%.
7) Нитрат натрия NaNO3, pH-нейтральная, азота 16%.
8) Нитрат кальция Ca(NO3)2, рН-нейтральная, азота 15-15,5%.

Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации