Starea de oxidare a hno3 este egală. Metoda balanței electronice într-o prezentare accesibilă. Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric

A. H2S B.SO3 C.H2SO3

2. Starea de oxidare a carbonului din carbonatul de calciu este:
A. -4 B.+2 C.+4

3. O substanță în care starea de oxidare a fosforului este zero:
A. P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redox este o reacție a cărei ecuație este:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Un agent de oxidare într-o reacție chimică, CuO+H2=Cu+H2O este:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. Starea de oxidare a clorului scade în seria:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Procesul de tranziție, a cărui schemă N-3→N+2 este:
A. Recuperare
B. Oxidarea
B. Nu este un proces redox.

8. În ecuația reacției S + O2 → SO2, numărul de electroni donați de agentul oxidant este:
A.2 B.4 C.6

9. Fosforul în starea de oxidare 0 poate fi:
A.Numai reductor
B. Numai oxidant
B. Agent oxidant și reducător

10. O substanță simplă este un nemetal cu cele mai puternice proprietăți oxidante:
A. Br2
B. Cl2
B. F2

Partea B.
11. Scrieți formulele pentru oxid nitric (III) și oxid nitric (V)

12. Aranjați coeficienții în schema de reacție folosind metoda echilibrului electronic:
Ca + O2 = CaO
Numiți procesele de oxidare și reducere și indicați agentul oxidant și agentul reducător.

13. Aranjați formulele compușilor chimici: CH4, CO2, CO - în ordinea descrescătoare a stărilor de oxidare ale atomilor de carbon.

14. Conform schemei Cu + 2 + 2ē → Cu0, alcătuiți o ecuație pentru o reacție chimică și considerați-o din punctul de vedere al OVR.

15. Completați fraza: „Restaurarea este...”

1) se adaugă ecuațiile de reacție, se indică stările de oxidare ale elementelor și se aranjează coeficienții folosind metoda balanței electronice: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

determinați starea de oxidare a fiecărui element, dispuneți coeficienții folosind metoda echilibrului electronic: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Vă rugăm să determinați starea de oxidare a sulfului în următorii compuși: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 spre atomii ai cărui element chimic se deplasează perechile de electroni comuni în moleculele următorilor compuși: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? va rog sa dati un raspuns valid! 5) spune-mi, se schimbă stările de oxidare ale atomilor atunci când apa se formează din hidrogen și oxigen? 6) scrieți ecuațiile de disociere electrolitică: nitrat de cupru, acid clorhidric s, sulfat de aluminiu, hidroxid de bariu, sulfat de zinc. 7) vă rugăm să scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacțiilor dintre soluții: hidroxid de litiu și acid azotic, azotat de cupru și hidroxid de sodiu, carbonat de potasiu și acid fosforic. 8) în interacțiunea soluțiilor a căror substanțe, unul dintre produșii de reacție este apa? K2CO3 și HCI: Ca(OH)2 și HNO3: NaOH și H2SO4: NaNO3 și H2SO4? Vă rugăm să scrieți ecuațiile de reacție în formule moleculare și ionice. 9) care dintre următoarele săruri suferă hidroliză atunci când sunt dizolvate în apă: clorură de aluminiu, sulfură de potasiu, clorură de sodiu? Scrieți ecuațiile pentru hidroliză.

În condiții normale, acidul azotic este un lichid incolor (densitate 1,52 g/cm 3 ), care fierbe la 82,6 o C și la o temperatură (-41,6 o C) se solidifică într-o masă cristalină transparentă. Formula brută - HNO 3 . Masa molara - 93 g/mol. Structura moleculei de acid azotic este prezentată în fig. unu.

Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport. Este un electrolit puternic, de ex. în soluţie apoasă se disociază aproape complet în ioni. În OVR, acesta acționează ca un agent oxidant.

Orez. 1. Structura moleculei de acid azotic, indicând unghiurile de legătură dintre legături și lungimile legăturilor chimice.

HNO3, stările de oxidare ale elementelor din acesta

Pentru a determina stările de oxidare ale elementelor care alcătuiesc acidul azotic, trebuie mai întâi să vă dați seama pentru ce elemente este cunoscută exact această valoare.

Stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului din compoziția acizilor anorganici sunt întotdeauna egale cu (+1) și respectiv (-2). Pentru a găsi starea de oxidare a azotului, să luăm valoarea lui ca „x” și să o determinăm folosind ecuația de electroneutralitate:

(+1) + x + 3×(-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Deci, gradul de oxidare a azotului din acidul azotic este (+5):

H+1N+5O-23.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Compuși cu o stare de oxidare de –3. Compușii de azot în starea de oxidare -3 sunt reprezentați de amoniac și nitruri de metal.

Amoniac- NH3 este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Molecula de amoniac are geometria unei piramide trigonale cu un atom de azot în vârf. Orbitii atomici ai azotului sunt în sp 3- stare hibridă. Trei orbitali sunt implicați în formarea legăturilor azot-hidrogen, iar al patrulea orbital conține o pereche de electroni neîmpărțită, molecula având o formă piramidală. Acțiunea respingătoare a perechii singure de electroni face ca unghiul de legătură să scadă de la 109,5 la 107,3° așteptat.

La o temperatură de -33,4 °C, amoniacul se condensează pentru a forma un lichid cu o căldură de vaporizare foarte mare, ceea ce îi permite să fie folosit ca agent frigorific în sistemele frigorifice industriale.

Prezența unei perechi de electroni singuri la atomul de azot îi permite acestuia să formeze o altă legătură covalentă conform mecanismului donor-acceptor. Astfel, într-un mediu acid, are loc formarea cationului molecular de amoniu - NH 4 +. Formarea unei a patra legături covalente duce la alinierea unghiurilor de legătură (109,5°) datorită respingerii uniforme a atomilor de hidrogen.

Amoniacul lichid este un bun solvent autoionizant:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

anion amidă

Dizolvă metalele alcaline și alcalino-pământoase, formând soluții conductoare colorate. În prezența unui catalizator (FeCl 3), metalul dizolvat reacționează cu amoniacul pentru a elibera hidrogen și a forma o amidă, de exemplu:

2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2

amidă de sodiu

Amoniacul este foarte solubil în apă (la 20 °C, aproximativ 700 de volume de amoniac se dizolvă într-un volum de apă). În soluții apoase, prezintă proprietățile unei baze slabe.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 10 -5

Într-o atmosferă de oxigen, amoniacul arde cu formarea de azot; pe un catalizator de platină, amoniacul este oxidat la oxid nitric (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20; 4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

Ca bază, amoniacul reacționează cu acizii pentru a forma săruri ale cationului de amoniu, de exemplu:

NH3 + HCI = NH4CI

Sărurile de amoniu sunt foarte solubile în apă și ușor hidrolizate. În stare cristalină, sunt instabili termic. Compoziția produselor de termoliză depinde de proprietățile acidului care formează sare:

NH4CI® NH3 + HCI; (NH4)2S04® NH3 + (NH4) HSO4

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Sub acțiunea alcalinelor asupra soluțiilor apoase de săruri de amoniu, în timpul încălzirii se eliberează amoniac, ceea ce face posibilă utilizarea acestei reacții ca una calitativă pentru sărurile de amoniu și ca metodă de laborator pentru obținerea amoniacului.

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O

În industrie, amoniacul se obține prin sinteză directă.

N2 + 3H22NH3

Deoarece reacția este foarte reversibilă, sinteza se realizează la presiune ridicată (până la 100 MPa). Pentru a accelera procesul, procesul se desfășoară în prezența unui catalizator (fier spongios promovat de aditivi) și la o temperatură de aproximativ 500°C.

Nitrură se formează ca urmare a reacțiilor multor metale și nemetale cu azotul. Proprietățile nitrururilor se schimbă în mod natural într-o perioadă. De exemplu, pentru elementele perioadei a treia:

Nitrururile elementelor s din grupele I și II sunt substanțe asemănătoare sărurilor cristaline care sunt ușor descompuse de apă pentru a forma amoniac.

Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3

Din nitrururile de halogen în stare liberă s-a izolat doar Cl 3 N, caracterul acid se manifestă în reacția cu apa:

Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + NH 3

Interacțiunea nitrurilor de natură diferită duce la formarea de nitruri mixte:

Li 3 N + AlN \u003d Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

nitridoaluminat de litiu nitridogermanat(IV) litiu

Nitrururile BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sunt substanțe polimerice solide cu puncte de topire ridicate (2000-3000 ° C), sunt semiconductori sau dielectrici. Nitrururile de d-metale - compuși cristalini de compoziție variabilă (bertolide), foarte dure, refractare și stabili chimic, prezintă proprietăți metalice: luciu metalic, conductivitate electrică.

Compuși cu o stare de oxidare de –2. Hidrazina - N 2 H 4 - cel mai important compus de azot anorganic în starea de oxidare -2.

Hidrazina este un lichid incolor cu un punct de fierbere de 113,5 °C, fumând în aer. Vaporii de hidrazină sunt extrem de toxici și formează amestecuri explozive cu aerul. Hidrazina se obține prin oxidarea amoniacului cu hipoclorit de sodiu:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Hidrazina este miscibilă cu apa în orice raport și se comportă în soluție ca o bază diacidă slabă, formând două serii de săruri.

N2H4 + H20N2H5 + + OH-, Kb = 9,3×10-7;

cation de hidroson

N2H5+ + H2ON2H62+ + OH-, Kb = 8,5×10-15;

cation de dihidrosoniu

N2H4 + HCI N2H5CI; N2H5CI + HCI N2H6CI2

clorură de hidroson diclorura de dihidroson

Hidrazina este cel mai puternic agent reducător:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Dimetilhidrazina nesimetrică (heptil) este utilizată pe scară largă ca combustibil pentru rachete.

Compuși cu o stare de oxidare de –1. Hidroxilamina - NH 2 OH - principalul compus anorganic de azot în starea de oxidare -1.

Hidroxilamina se obține prin reducerea acidului azotic cu hidrogen în momentul izolării în timpul electrolizei:

HNO 3 + 6H \u003d NH 2 OH + 2H 2 O

Este o substanță cristalină incoloră (p.t. 33 ° C), foarte solubilă în apă, în care prezintă proprietățile unei baze slabe. Cu acizi dă săruri de hidroxilamoniu - substanțe stabile, incolore, solubile în apă.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

ion hidroxilamoniu

Atomul de azot din molecula de NH2OH prezintă o stare intermediară de oxidare (între -3 și +5), astfel încât hidroxilamina poate acționa atât ca agent reducător, cât și ca agent oxidant:

2N-1 H2OH + I2 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H20;

agent de reducere

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

agent oxidant

NH 2 OH se descompune cu ușurință atunci când este încălzit, suferind o disproporționare:

3N-1 H2OH \u003d N02 + N-3H3 + 3H2O;

Compuși cu o stare de oxidare de +1. Protoxid de azot (I) - N 2 O (protoxid de azot, gaz râd). Structura moleculei sale poate fi transmisă prin rezonanța a două scheme de valență, care arată că acest compus poate fi considerat ca oxid nitric (I) doar formal, în realitate este oxinitrură de azot (V) - ON +5 N -3.

N 2 O este un gaz incolor cu un miros ușor plăcut. În concentrații mici provoacă accese de bucurie nestăpânită, în doze mari are efect anestezic general. Un amestec de protoxid de azot (80%) și oxigen (20%) a fost folosit în medicină pentru anestezie.

În condiții de laborator, oxidul de azot (I) poate fi obținut prin descompunerea azotatului de amoniu. N 2 O obtinut prin aceasta metoda contine impuritati de oxizi de azot superiori, care sunt extrem de toxici!

NH4NO3¾® N2O + 2H2O

De proprietăți chimice oxidul nitric (I) este un oxid tipic care nu formează sare, nu reacționează cu apa, acizii și bazele. Când este încălzit, se descompune pentru a forma oxigen și azot. Din acest motiv, N 2 O poate acționa ca un agent de oxidare, de exemplu:

N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O

Compuși cu o stare de oxidare de +2. Oxid nitric (II) - NO - gaz incolor, extrem de toxic. În aer, este oxidat rapid de oxigen pentru a forma oxid nitric (IV) nu mai puțin toxic. În industrie, NO este produs prin oxidarea amoniacului pe un catalizator de platină sau prin trecerea aerului printr-un arc electric (3000-4000 °C).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

O metodă de laborator pentru obținerea oxidului de azot (II) este interacțiunea cuprului cu acidul azotic diluat.

3Cu + 8HNO 3 (dif.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Oxidul nitric (II) este un oxid care nu formează sare, un agent reducător puternic, reacționează ușor cu oxigenul și halogenii.

2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

clorură de nitrozil

În același timp, atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, NO acționează ca un agent oxidant:

2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Compuși cu o stare de oxidare de +3. Oxid nitric (III) - N 2 O 3 - un lichid intens albastru (t.cr. -100 ° C). Stabil numai în stare lichidă și solidă la temperaturi scăzute. Se pare că există sub două forme:

Oxidul nitric(III) se obține prin co-condensarea vaporilor de NO și NO 2 . Se disociază în lichide și vapori.

NO 2 + NO N 2 O 3

Proprietati tipice oxid acid. Reacționează cu apa, formând acid azot, cu alcalii formează săruri - nitriți.

N2O3 + H2O \u003d 2HNO2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O

Acid azot- acid de putere medie (K a = 1×10 -4). Nu a fost izolat in forma sa pura, in solutii exista in doua forme tautomerice (tautomerii sunt izomeri care se afla in echilibru dinamic).

formă de nitrit formă nitro

Sărurile acidului azot sunt stabile. Anionul nitrit prezintă o dualitate redox pronunțată. În funcție de condiții, poate îndeplini atât funcția de agent oxidant, cât și funcția de agent reducător, de exemplu:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

agent oxidant

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

agent de reducere

Acidul azot și nitriții sunt predispuși la disproporționare:

3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Compuși cu o stare de oxidare de +4. Oxid nitric (IV) - NO 2 - gaz brun, cu miros neplăcut ascuțit. Extrem de toxic! În industrie, NO 2 este produs prin oxidarea NO. Metoda de laborator pentru obținerea NO 2 este interacțiunea cuprului cu acidul azotic concentrat, precum și descompunerea termică a nitratului de plumb.

Cu + 4HNO3 (conc.) = Cu(N03)2 + 2NO2 + 2H20;

2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

Molecula de NO 2 are un electron nepereche și este un radical liber stabil, astfel încât oxidul de azot se dimerizează ușor.

Procesul de dimerizare este reversibil și foarte sensibil la temperatură:

paramagnetic, diamagnetic,

maro incolor

Dioxidul de azot este un oxid acid care reacționează cu apa formând un amestec de acid azotic și acid azotat (anhidridă mixtă).

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Compuși cu o stare de oxidare de +5. Oxid nitric (V) - N 2 O 5 - substanță cristalină albă. Obținut prin deshidratarea acidului azotic sau oxidarea oxidului azotic (IV) cu ozon:

2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

În stare cristalină, N 2 O 5 are o structură asemănătoare sării - + -, în vapori (t. vozg. 33 ° C) - moleculară.

N 2 O 5 - oxid de acid - anhidridă de acid azotic:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Acid azotic- HNO 3 - un lichid incolor cu un punct de fierbere de 84,1 ° C, se descompune la încălzire și la lumină.

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Impuritățile de dioxid de azot dau acidului azotic concentrat o culoare galben-brun. Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport și este unul dintre cei mai puternici acizi minerali; se disociază complet în soluție.

Structura moleculei de acid azotic este descrisă prin următoarele formule structurale:

Dificultățile în scrierea formulei structurale a HNO 3 sunt cauzate de faptul că, arătând în acest compus starea de oxidare +5, azotul, ca element al celei de-a doua perioade, poate forma doar patru legături covalente.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți. Adâncimea recuperării sale depinde de mulți factori: concentrație, temperatură, agent reducător. De obicei, atunci când este oxidat cu acid azotic, se formează un amestec de produși de reducere:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Produsul predominant al oxidării nemetalelor și metalelor inactive cu acid azotic concentrat este oxidul de azot (IV):

I2 + 10HNO3 (conc) = 2HI03 + 10NO2 + 4H20;

Pb + 4HNO 3 (conc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Acidul azotic concentrat pasivează fierul și aluminiul. Aluminiul este pasivizat chiar și cu acid azotic diluat. Acidul azotic de orice concentrație nu afectează aurul, platina, tantalul, rodiul și iridiul. Aurul și platina sunt dizolvate în aqua regia - un amestec de acizi azotic și clorhidric concentrați într-un raport de 1: 3.

Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H2O

Efectul oxidant puternic al acva regiei se datorează formării clorului atomic în timpul descompunerii clorurii de nitrozil, un produs al interacțiunii acidului azotic cu acidul clorhidric.

HNO3 + 3HCI \u003d CI2 + NOCl + 2H2O;

NOCl = NO + Cl×

Un solvent eficient pentru metalele cu activitate scăzută este un amestec de acizi azotic și fluorhidric concentrați.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

Acidul azotic diluat, atunci când interacționează cu nemetale și metale slab active, este redus în principal la oxid azotic (II), de exemplu:

3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Metalele active reduc acidul azotic diluat la N 2 O, N 2 sau NH 4 NO 3, de exemplu,

4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Cea mai mare parte a acidului azotic se duce la producerea de îngrășăminte și explozivi.

Acidul azotic este produs industrial prin metoda contactului sau arcului, care diferă în prima etapă - producția de oxid azotic (II). Metoda arcului se bazează pe producerea de NO prin trecerea aerului printr-un arc electric. În procesul de contact, NO este produs prin oxidarea amoniacului cu oxigen peste un catalizator de platină. Apoi, oxidul de azot (II) este oxidat la oxid de azot (IV) de oxigenul atmosferic. Prin dizolvarea NO 2 in apa in prezenta oxigenului se obtine acid azotic cu o concentratie de 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Dacă este necesar, acidul azotic este concentrat prin distilare cu acid sulfuric concentrat. In laborator se poate obtine acid azotic 100% prin actiunea acidului sulfuric concentrat asupra azotatului de sodiu cristalin la incalzire.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (conc) = HNO 3 + NaHSO 4

Săruri ale acidului azotic- nitrați - foarte solubili în apă, instabili termic. Descompunerea nitraților metalelor active (cu excepția litiului), care se află în seria potențialelor standard ale electrodului din stânga magneziului, duce la formarea nitriților. De exemplu:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

În timpul descompunerii nitraților de litiu și magneziu, precum și a nitraților metalici aflați în seria potențialelor standard ale electrodului din dreapta magneziului, până la cupru, se eliberează un amestec de oxid nitric (IV) și oxigen. De exemplu:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

Nitrații metalelor localizați la sfârșitul seriei de activități se descompun în metal liber:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Nitrații de sodiu, potasiu și amoniu sunt folosiți pe scară largă pentru producția de praf de pușcă și explozivi, precum și îngrășăminte cu azot (salpetru). Sulfat de amoniu, apa cu amoniac și carbamidă (uree) - amida acidului carbonic complet este, de asemenea, folosită ca îngrășăminte:

Hidrogen azidă(dinitridontrat) - HN 3 (HNN 2) - un lichid volatil incolor (p.t. -80 ° C, bp 37 ° C) cu un miros înțepător. Atomul central de azot este în hibridizare sp, starea de oxidare este +5, atomii adiacenți au o stare de oxidare de –3. Structura moleculei:

O soluție apoasă de HN 3 - acid hidronitros are o rezistență apropiată de acidul acetic, K a \u003d 2,6 × 10 -5. Stabil în soluții diluate. Se obține prin interacțiunea hidrazinei și acidului azot:

N 2 H 4 + HNO 2 \u003d HN 3 + 2H 2 O

În ceea ce privește proprietățile oxidante, HN 3 (HN +5 N 2) seamănă cu acidul azotic. Deci, dacă interacțiunea unui metal cu acidul azotic produce oxid azotic (II) și apă, atunci cu acid hidrazoic - azot și amoniac. De exemplu,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Un amestec de HN 3 și HCl se comportă ca acva regia. Săruri ale acidului hidronitros - azide. Doar azidele sunt relativ stabile Metale alcaline, la temperaturi > 300 °C sunt distruse fără explozie. Restul se dezintegrează cu o explozie la impact sau încălzire. Azida de plumb este utilizată la producerea detonatoarelor:

Pb(N3)2 = Pb + 3N20

Produsul de pornire pentru producerea azidelor este NaN 3, care se formează ca urmare a reacției amidei de sodiu și a oxidului de azot (I):

NaNH 2 + N 2 O \u003d NaN 3 + H 2 O

4.2 Fosfor

Fosforul este reprezentat în natură de un izotop - 31 P, clarke de fosfor este de 0,05 mol.%. Apare sub formă de minerale fosfatice: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatite. Face parte din oasele și dinții animalelor și oamenilor, precum și din compoziția acizilor nucleici (ADN și ARN) și a acizilor adenozin fosforici (ATP, ADP și AMP).

Fosforul se obține prin reducerea fosforitului cu cocs în prezența dioxidului de siliciu.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

O substanță simplă - fosforul - formează mai multe modificări alotrope, dintre care principalele sunt fosforul alb, roșu și negru. Fosforul alb se formează în timpul condensării vaporilor de fosfor și este o substanță asemănătoare cerii albe (p.t. 44 ° C), insolubilă în apă, solubilă în unii solvenți organici. Fosforul alb are o structură moleculară și este format din molecule tetraedrice P 4 .

Forța legăturii (valență Unghiul P-P-P este de numai 60 °) determină o reactivitate și toxicitate ridicate a fosforului alb (doză letală de aproximativ 0,1 g). Deoarece fosforul alb este foarte solubil în grăsimi, laptele nu poate fi folosit ca antidot pentru otrăvire. În aer, fosforul alb se aprinde spontan, așa că este depozitat într-un recipient chimic închis ermetic sub un strat de apă.

Fosforul roșu are o structură polimerică. Se obține prin încălzirea fosforului alb sau iradierea acestuia cu lumină. Spre deosebire de fosforul alb, este ușor reactiv și non-toxic. Cu toate acestea, cantitățile reziduale de fosfor alb pot face fosforul roșu toxic!

Fosforul negru se obține prin încălzirea fosforului alb la o presiune de 120 mii atm. Are o structură polimerică, are proprietăți semiconductoare, este stabil din punct de vedere chimic și non-toxic.

Proprietăți chimice. Fosforul alb este oxidat spontan de oxigenul atmosferic la temperatura camerei (oxidarea fosforului roșu și negru are loc atunci când este încălzit). Reacția se desfășoară în două etape și este însoțită de luminiscență (chemiluminiscență).

2P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 \u003d P 2 O 5

Fosforul reacționează, de asemenea, treptat cu sulful și halogenii.

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3; PCl3 + CI2 = PCl5

Când interacționează cu metalele active, fosforul acționează ca un agent de oxidare, formând fosfuri - compuși ai fosforului în starea de oxidare -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Acizii oxidanți (acizii azotic și sulfuric concentrat) oxidează fosforul în acid fosforic.

P + 5HNO 3 (conc) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Când se fierbe cu soluții alcaline, fosforul alb este disproporționat:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

fosfină hipofosfit de potasiu