Реферат: Химические свойства неметаллических элементов
Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:
Mg3 N2 +6HOH=3Mg(OH)2 +2NH3
Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:
N2 +3H2 =2NH3
У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:
NH3
NH4 Cl+NaOH=NaCl+NH4 OH
H2 O
Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH4 OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:
NH3 +HCl=NH4 Cl
2NH3 +H2 CO3 =(NH4 )2 CO3
Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH4 )SO4 =NH3 +NH4 HSO4 . Проте у деяких випадках ( NH4 Cl, NH4 Br та ін.) утворені гази не розділяються:
NH4 Cl=NH3 +HCl
і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:
2Al+2NH3 =2AlN+3H2
Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr3 . Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:
(Cr2 O3 )
4NH3 +3O2 =2N2 +6H2 O
(Pt)
4NH3 +5O2 =4NO+6H2 O
У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl2 , Br2 ):
2NH3 +3Cl2 =N2 +6HCl
Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2 +O2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.
Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:
2NO+O2 =2NO2
Взаємодія NO2 з водою йде за рівнянням:
2NO2 +HOH=HNO3 +HNO2
Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO2 , NaNO3 ) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:
NO2
2HNO2 =HOH+N2 O3
NO
Тому кінцевими продуктами реакції NO2 з водою є HNO3 та NO:
3NO2 +HOH=2HNO3 +NO
У присутності О2 , NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції стає HNO3 :
4NO2 +O2 +2HOH=4HNO3
Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.
У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2 , розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2 O, N2 , NH4 NO3 :
Cu+4HNO3(k) =Cu(NO3 )2 +2NO2 +2HOH
3Cu+8HNO3(p) =3Cu(NO3 )2 +2NO+4HOH
4Zn+10HNO3(p) =4Zn(NO3 )2 +N2 O+5HOH
Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO3 інертних оксидних плівок.
Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO3 = Ag + 2NO2 + O2 .
Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3 )2 при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.
Фосфор.
У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.
Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500о С:
Ca3 (PO4 )2 +5C+3SiO2 =3CaSiO3 +2P+5CO
Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50о С. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які він виявляє у реакціях з неметалами:
4P+3O2 (надлишок)=2P2 O3