Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Хімічні властивості солей амоніюСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
І. Загальні властивості як солей. 1. реакція з лугами: NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH ↕ NH3↑ + H2O Реакція солей амонію з лугами при нагріванні є якісною реакцією для солей амонію і при цьому утворюється газ з різким запахом, або мокрий! індикатор змінює забарвлення як в лужному середовищі. 2. реакція з іншими солями: NH4Cl + AgNO3 = AgCl ↓ + NH4NO3 3. реакція з кислотами: (NH4)2 CО3 + 2НСl = 2 NH4Cl + H2O + СО2↑(Н2СО3) ІІ. Специфічні властивості. 1. реакція розкладу при нагріванні: А) солі амонію утворені кислотами-неокисниками, розкладаються з утворенням амоніаку і кислоти: NH4Cl = НCl + NH3↑ (NH4)3РО4 = Н3РО4 + 3NH3↑ 2NH4НCО3 = Н2О + СО2↑ + 2NH3↑ (NH4)2 CО3 = Н2О + СО2↑ + 2NH3↑ «амоняк» 2NаН CО3 = Н2О + СО2↑ + Na2CO3 (розклад «питної соди» при нагріванні в тісті). Б) солі амонію утворені кислотами-окисниками (H2SO4, HNO3) розкладаються за окисно-відновними реакціями: NH4NО3 = N2О↑ + 2H2O 3(NH4)2SO4 = 2 NH3↑ + 3SО2↑ + 2N2↑ + 6H2O
Застосування солей амонію 1. як азотні добрива; 2. NH4Cl - нашатир – для очищення поверхні паяльника від бруду під час паяння. 3. NH4Н CО3 і (NH4)2 CО3 - «амоняк» -в кулінарії при випіканні тортів. 4. Суміш NH4NО3 + Аl - «амонал» - вибухова речовина.
Оксигеновмісні сполуки Нітрогену Оксиди Нітрогену
Атом Нітрогену утворює аж 5 оксидів:
5. N2+1O - нітроген (І) оксид, «веселящий газ» 6. N+2O – нітроген (ІI) оксид 7. N2+3O3 - нітроген (ІII) оксид 4. N+4O2 - нітроген (ІV) оксид, «бурий газ» - червоного кольору газ 5. N2+5O5 - нітроген (V) оксид N2+1O і N+2O – несолетворні оксиди N+4O2 - подвійний оксид N2+3O3 і N2+5O5 - кислотні оксиди
Кислотні і подвійний о ксиди утворюють такі кислоти: → HN+3O2 - нітритна кислота N+4O2 → → НN+5O3 - нітратна кислота
N2+3O3 → НN+3O2 - нітритна кислота N2+5O5 → НN+5O3 - нітратна кислота
Нітратна кислота (Азотна)
HN+5O3 – це рідина, має запах «бурого газу», добре розчинна у воді, при попаданні на білок дає жовте забарвлення (ксантопротеїнова реакція на білки). Хімічні властивості нітратної кислоти
HN+5O3 – сильна кислота і кислота- окисник (H2SO4) І. Загальні властивості як кислоти. 1. реакція дисоціація: HNО3 ↔ Н+ + NО3- 2. реакція з оксидами металів: Mg O + 2HNO3= Mg( NO3)2 + H2O 3. реакція з лугами: Na OH + HN O3 = Na NO3 + H2O 4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами: Na2 С O3 + 2HNO3 = 2 NaNO3 + H2O + СО2↑(Н2СО3)
ІІ. Специфічні реакції: Нітратна кислота виступає кислотою-окисником, бо має найвищий позитивний С.О. +5 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами. Необхідно пам’ятати: концентрована і розведена нітратна кислота взаємодіє з металами і ніколи не утворюється водень !, як всі інші кислоти. 1. реакція з металами: А) концентрована H N O3 взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO2 і воду (при нагріванні).
Ме + H N O3(конц.) = Ме(N O3)n + N O2 ↑ + H2O (загальне рівняння) Cu0 + 4 H N+5 O3(конц.) = Cu+2(N+5 O3)2 + 2 N+4 O2 ↑ + 2H2O N+5 + 1е = N+4 2 - реакція відновлення Cu0 - 2е = Cu+2 1 – реакція окиснення N+5 - окисник; Сu0 - відновник.
При звичайних умовах концентрована H N O3 не взаємодіє (пасивує) з такими металами: Fe, Ni, Cr і Al, а при нагріванні,подібно як концентрована з металами: Fe0 + 6 H N+5 O3(конц.) = Fe+3(N+5 O3)3 + 3 N+4 O2 ↑ + 3H2O N+5 + 1е = N+4 3 - реакція відновлення Fe0 - 3е = Fe+3 1 – реакція окиснення N+5 - окисник; Fe0 - відновник Б) розведена H N O3 взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO і воду: Ме + H N O3(розв.) = Ме(N O3)n + N O↑ + H2O (загальне рівняння)
3Cu0 + 8 H N+5 O3(розв.) = 3Cu+2(N+5 O3)2 + 2 N+2 O↑ + 4H2O
N+5 + 3е = N+2 2 - реакція відновлення Cu0 - 2е = Cu+2 3 – реакція окиснення N+5 - окисник; Сu0 - відновник.
Виняток: Дуже розведена H N O3 може взаємодіяти з активними металами, утворюючи нітрат металу, N2 або N2О або N-3H4N+5O3 і воду: 4Mg0 + 10 H N+5 O3(розв.) = 4Mg+2(N+5 O3)2 + N-3H4N+5O3 + 3H2O N+5 + 8е = N-3 1 - реакція відновлення Mg0 - 2е = Mg+2 4 – реакція окиснення N+5 - окисник; Mg0 - відновник.
2. якісною реакцією на нітратну кислоту і її солі є дія на них конц. H2SO4 і міді(Cu) і нагрівання, при цьому утворюється «бурий газ» NO2: 2 Na N O3 + H2SO4конц.) = Na2SO4 + 2НNO3 2HNO3конц.) + Cu= 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2H2O Загальне рівняння: 4 Na N O3 + 2H2SO4конц.) + Cu= 2 Na2SO4 + 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2H2O 3. розклад при нагріванні і навіть від сонячного світла: 4H N O3= O2↑ + 4 N O2↑ + 2H2O Добування нітратної кислоти I. Одержують нітратну кислоту у промисловості за схемою: NH3 → NO → NO2 → HNO3 Pt 1. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 2. 2NO + О2 = 2NO2 3. 4NO2 + 2Н2О + O2 = 4НNO3 II. У лабораторії нітратну кислоту одержують дією на нітрати металів концентрованою сульфатною кислотою: 2 Na NO3(кр.) + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3↑
Застосування нітратної кислоти 1. для добування азотних добрив; 3. для одержання вибухових речовин; 4. для добування барвників, ліків.
Нітрати(солі нітратної кислоти) Деякі нітрати називають селітрами: 1. KNO3 – калійнаселітра(індійська); 2. NaNO3 – натрієва селітра(натронна,чилійська); 3. Ca(NO3)2 – кальцієва селітра(вапняна, норвежська); 4. NH4NO3 - аміачна селітра(амонійна). 5. Вa(NO3)2 – барієва селітра(баритна) 6. Mg(NO3)2 – магнієва селітра
Всі нітрати є розчинні у воді. Для нітратів металів! найбільш характерними будуть реакції розкладу при нагріванні (при цьому утворюється КИСЕНЬ!):
до]Mg |→→→→→ Me(NO2)n + O2↑ | [Mg - Cu] Ме(NO3)n → |→→→→→ Me nOm + NO2↑+ O2↑ | від ]Аg |→→→→→ Me + NO2↑ + O2↑ 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑ 2Cu(NO3)2 = 2Cu O + 4NO2↑+ O2↑ 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2↑ Тільки: NH4NO3 = N2O ↑+ 2H2O
Основні азотні добрива
1. NH3 - газ-аміак чи рідкому стані; 2. NH4OH (NH3∙H2O) – аміачна вода, «нашатирний спирт»; 3. Всі селітри і солі амонію. 4. (NH2)2CO – сечовина, карбамід.
Фосфор та його сполук
Атом Фосфору також знаходиться в V-А групі і відноситься до елементів родини: «пніктогени» з грецької «ті, що смердять або мають різкий запах» (N, P, As). Він на зовнішньому шарімає 5 електронів., найвища С.О. - +5, а найнижча - -3. Атом Фосфору у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +3,+5. Для атома Фосфору(на відміну від атома Нітрогену) характерна алотропія: 1. Р4 – білий фосфор; 2. Р - червоний, чорний, фіолетовий фосфор.
Фосфор Р4 – це тверда речовина, що на повітрі самозагоряється, у темряві світиться, має часниковий запах, отруйний, зберігають його під водою (молекулярна кристалічна гратка). Р – червоний фосфор – це червоного кольору тверда речовина, не оруйний, (атомна кристалічна гратка) Хімічні властивості фосфору 1. реакція з металами (тільки активними і при високих температурах): 2Р0 + 3Mg = Mg3Р2-3 магній фосфід Р0 – окисник 2. реакція з неметалами ( при високих температурах):
4Р0 + 3O20 = 2Р2+3 O3 4Р0 + 5O20 = 2Р2+5O5 Р0 - відновник Р0 + Н2 ≠ 3. реакція з лугами: 4Р + 3NaOH + 3Н2О = 3 Na2РO2 + РH3↑ Добування фосфору
Одержують фосфор тільки у промисловості за реакцією (фосфорна руда- фосфорити + пісок + кокс і при температурі 20000С або електрична дуга): Сa3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 2P + 3CaSiO3 + 5CO↑
Застосування фосфору 1. для виробництва сірників(боковій поверхні сірникової коробки), ортофосфатної кислоти; 2. для димових завіс у військовій справі.
Гідрогенові сполуки Фосфору
Фосфор утворює тільки одну таку сполуку Р-3Н3 – фосфін – це газ,з неприємним запахом тухлої риби, малорозчинний у воді, нестійкий, отруйний, який на повітрі самозагоряється: 2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О, газ, що утворює «блукаючі вогні» на могилах.
Оксигеновмісні сполуки Фосфору Атом Фосфору утворює два оксиди: 1. Р2+3 O3 – кислотний оксид 2. Р2+5O5 - кислотний оксид (має гігроскопічні властивості як Н2SO4) Ці о ксиди утворюють такі кислоти: Р2+3O3 → Н3Р+3O3 – фосфітна кислота
→ НР+5O3 - метафосфатна кислота Р2+5О5 → |→ Н3Р+5O4 - ортофосфатна кислота → Н4Р2+5O7 - пірофосфатна кислота
Хімічні властивості оксидів Фосфору 1. реакція з водою: Р2+5О5 + Н2О = 2НР+5O3 Р2+5О5 + 3Н2О = 2Н3Р+5O4 Р2+5О5 + 2Н2О = Н4Р2+5O7 Р2+3О3 + 3Н2О = 2Н3Р+3O3 1. реакція з лугами: Р2О5 + 2NaОH = 2NaРO3 + Н2О Р2О5 + 6NaОH = 2Na3РO4 + 3Н2О Р2О5 + 4NaОH = Na4Р2+5O7 + 2Н2О Р2О3 + 6NaОH = 2Na3РO3 + 3Н2О
Ортофосфатна кислота (Фосфорна)
H3РО4 – це кислота середньої активності, триосновна. Хімічні властивості ортофосфатної кислоти І. Загальні властивості як кислоти: 1. реакція дисоціація (cтупінчасто): H3РО4 ↔ Н+ + H2РО4 - H2РО4 - ↔ H+ + HРО4 2- HРО4 2- ↔ H+ + РО4 3- 2. реакція з металами до Н: 3 Mg +2H3РО4 = Mg 3(РО4)2 + 3H2↑ З. реакція з оксидами металів: 3 Mg O +2H3РО4 = Mg 3(РО4)2 + 3H2О
4.реакція з лугами ( утворюючи дві кислі і середню сіль, бо триосновна кислота): Na OH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O натрій дигідрогенортофосфат 2 Na OH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O натрій гідрогенортофосфат 3 Na OH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O натрій ортофосфат ІІ. Якісна реакція: 2. якісною реакцією на ортофосфатну кислоту і її солі є AgNO3, при цьому утворюється жовтий кристалічний осад Ag3PO4: 3 AgN O3 + H3PO4 = Ag3PO4 ↓ + 3HNO3
Солі ортофосфатної кислоти
Ортофосфатна кислота утворює три ряди солей(дві кислі і одна середня): 1. Дигідрогенортофосфати: NaH2PO4; Са(H2PO4)2; Al(H2PO4)3 2. Гідрогенортофосфати: Na2HPO4; СаНPO4; Al2(НPO4)3 3. Ортофосфати: Na3PO4; Са3(PO4)2; AlPO4 Найважливішою властивістю ортофосфатів є те, що нерозчинні ортофосфати взаємодіють з сильними кислотами(в тому числі Н3PO4), утворюючи розчинні дигідрогенортофосфати:
Ca3(PO4)2 + 4 Н3PO4 = 3Ca(Н2PO4)2 Ca3(PO4)2 + 2Н2SO4 = Ca(Н2PO4)2 + 2CaSO4 Ca3(PO4)2 + 4НNO3 = Ca(Н2PO4)2 + 2Ca(NO3)2
Основні фосфорні добрива 1. Ca3(PO4)2 - фосфоритне борошно(кісткове); 2. Ca(Н2PO4)2∙CaSO4 - простий суперфосфат; 3. Ca(Н2PO4)2 - подвійний суперфосфат; 4. CaНPO4 - преципітат; 5. NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4 - амофос; 6. NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4 + KCl - амофоска.
Тема 21. Карбон і Силіцій та їх сполуки. Карбон та його сполуки.
Карбон і Силіцій як елементи-неметали знаходиться у ІV-А групі, на зовнішньому шарі в нього 4 електроніи найвища С.О. - +4, а найнижча - -4. Силіцій і Карбон знаходяться у групі,яка рівновіддалено знаходиться як від типових металів, так і типових неметалів. Тому вони одинаково проявляють властивості як Ме, так і НеМе, хоч відносяться до НеМеталів (подібно як Гідроген). Атоми С і Si,утворюють речовини, що мають атомну кристалічну гратку (Si, C, SiC, SiO2), хоч всі інші НеМе – молекулярну. Атом Карбону у формулах речовин має такі С.О.: -4, 0, +2,+4. Атом Карбону подібно як «халькогени» і фосфор утворюють декілька простих речовин (алотропія): 1. алмаз (діамант- дорогоцінний камінь, найтвердіший); 2. графіт (для виготовлення електродів в процесі електролізу, олівців, в ядерній промисловості tпл.= +3800 оС); 3. кам’яне вугілля(як тверде паливо, для виготовлення коксу); 4. деревне вугілля (як адсорбент! - речовина, що поглинає гази і розчинені речовини, в медицині); 5. сажа(для виготовлення чорної фарби, гуми); 6. карбін (полімерна сполука, що містить подвійні - =С=С=С= - або одинарні і потрійні зв′язки між атомами Карбону - -С≡С-С≡С-); 7. фулерен (С60 –сферичної форми, які містять п′яти або шестикутники з атомів Карбону). Всі алотропні модифікації Карбону мають формулу - С Хімічні властивості вуглецю 1. реакція з металами (тільки активними і при високих температурах і при цьому утворюються карбіди, що мають різні негативні С.О. атома Карбону)): 2С0 + Са = СаС2-1 кальцій карбід 4Al + 3C0 = Al4C3-4 алюміній карбід С0 – окисник 2. реакція з неметалами ( при високих температурах):
2С0 + O20 = 2С+2 O «чадний газ» С0 + O20 = С+4O2 «вуглекислий газ» С0 - відновник С0 + 2Н2 = СН4 метан 3. реакція з водою ( при температурі 10000С): С + Н2О = СО + Н2 (суміш СО + Н2 –«водяний газ») 4. реакція з вуглекислим газом ( при температурі 10000С): С + СО2 = 2СО «генераторний газ» 5. реакція з оксидами малоактивних металів (при нагріванні): С + FeO = Fe + CO Гідрогенові сполуки Карбону Ці сполуки вивчають в темі органічної хімії «Вуглеводні».
Оксигенові сполуки Карбону Оксиди Карбону Атом Карбону утворює два оксиди: 1. С+2 O – карбон (ІІ) оксид, «чадний газ» - несолетвірний оксид 2. С+4O2 - карбон (ІV) оксид, «вуглекислий газ» - кислотний оксид
Карбон(ІІ) оксид
За фізичними властивостями СО - газ без запаху і смаку, дуже отруйний (за масою майже однаковий з повітрям Mr(CO) = 28, а повітря - 29).
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-06-26; просмотров: 590; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.222.119.177 (0.009 с.) |