Допомога по Теле2, тарифи, питання

При високих температурах азот і фосфор окислюють багато металів і неметалів, утворюючи нітриди (Mg 3 N 2) і фосфіди (Са 3 Р 2). У сполуках з s-елементами миш'як (арсеніди), сурма (стибіди), вісмут (вісмутиди) виявляють ступінь окиснення –3. Наприклад, K 3 Sb, Ca 3 As 2 та ін.

Властивості нітридів закономірно змінюються за періодами та групами періодичної системи. Наприклад, у малих періодах змінюються від основних нітридів – до кислотних.

Na 3 N (основний) – AlN (амфотерний) – P 3 N 5 (кислотний)

Нітриди d-елементів III – IV груп різноманітні, мають змінний склад, виявляють металеві властивості.

З ковалентних нітридів найбільше практичне застосування знаходить аміак – безбарвний газ із різким задушливим запахом. Молекула NH 3 має форму тригональної піраміди, причому HNH = 107,3'.

Аміак має температуру плавлення -77,75 про; температуру кипіння –33,35 про З, легко скраплюється, має високу теплоту випаровування, тому застосовується у холодильних машинах. Він добре розчинний у воді (в одному об'ємі води розчиняється ~ 700 об'ємів аміаку), що пов'язано з утворенням водневого зв'язку між молекулами NH 3 і Н 2

 ..  O -

H-N: …H-O:  H – N – H + + 

NH 4 OH – слабкий електроліт з Кд = 1,810 -5 (записати вираз).

Характерною реакцією на іон амонію є реакція з лугами:

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 4 OH + NaNO 3

NH 4 + + OH - = NH 3  + H 2 O

При цьому спостерігається посиніння червоного лакмусового папірця.

Рідкий аміак – хороший розчинник і широко застосовується щодо різноманітних синтезів. При нагріванні аміак виявляє властивості відновлювача:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора)

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (з Pt-каталізатором)

У промисловості аміак отримують синтезом із простих речовин:

N 2 + 3H 2  2NH 3 ; H = -92кДж

Відповідно до принципу Ле Шательє рівновага має зміщуватися вправо зі збільшенням тиску та зменшення температури. Але при низькій температурі швидкість реакції вкрай мала, тому синтез аміаку здійснюють при 400-500 про З і 5-1000 атм у присутності каталізатора - губчастого заліза з домішками Al 2 O 3, K 2 O і т.д.

Основну масу виробленого NH 3 використовують для одержання HNO 3 та азотних добрив. Тут доречно повторити відому думку академіка Н.Д. Прянишникова: створення СРСР 20-30 гг. ХХ століття індустрії синтетичного аміаку рівносильно появі хліборобної країни з посівними площами Аргентини та Канади, разом узятих.

Азот утворює інші сполуки з воднем – N 2 H 4 – гідразин; NH 2 OH – гідроксиламін.

Гідразин (ступінь окислення азоту –2) – безбарвна рідина, сильний відновник. Його отримують обережним окисленням аміаку гіпохлоритом:

2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Відновлювальні властивості можна продемонструвати на прикладі взаємодії гідразину з розчином перманганату калію:

4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

N 2 -2 H 4 - 4e = N 2 + 4H +

MnO 4 - + 5e + 8H + = Mn 2+ + 4H 2 O

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 32H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2 + 20H +

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 12H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2

Гідроксиламін NH 2 OH (ступінь окислення азоту –1) – біла кристалічна речовина, сильний відновник у лужному середовищі та окислювач у кислому середовищі, слабка основа (К д = 210 -8), легко розкладається за механізмом самоокислення-самовосстановлення:

3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O

Фосфорз воднем мало взаємодіє. Фосфін РН 3 отримують непрямим шляхом: при гідролізі деяких фосфідів, а також реакції диспропорціонування фосфору в лужному середовищі.

Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3

Фосфін – сильний відновник, надзвичайно отруйний газ неприємним запахом. Йому відповідає нестійкий іон РН 4+ (фосфонії).

Водневі сполуки підгрупи миш'яку AsH 3 (арсин), SbH 3 (стибін), BiH 3 (вісмутин) - газоподібні речовини з різким запахом; стійкість зменшується в ряду: AsH 3  SbH 3  BiH 3 . Ці сполуки – сильні відновники, їх арсин – дуже токсичний. Їх отримують дією розведених кислот на арсеніди, стибіди та вісмутиди:

Mg 3 Е 2 + 6HCl = 3MgCl 2 + 2ЕН 3

і дією цинку на розчини сполук у кислому середовищі:

As 2 O 3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH 3 + 6ZnCl 2 + 3H 2 O

З'єднання елементів зі ступенем окиснення + 1

N 2 O – оксид азоту (I) – безбарвний газ із приємним запахом та солодкуватим смаком NN=O – наркотик.

Фосфор також виявляє ступінь окислення +1 в Н 3 РО 2 – фосфорноватої кислоти К д =910 -2:

Її солі називаються гіпофосфітами, вони добре розчиняються у воді. Фосфорновата кислота та її солі – сильні відновники, при нагріванні диспропорціонують:

3H = PH 3 + H 2

З'єднання азоту зі ступенем окиснення + 2

NO – оксид азоту (II) – безбарвний газ, його одержання з простих речовин можливе при 3000 про С, це хімічно активна речовина, що виявляє окисні та відновлювальні властивості, виступає як ліганд у нітрозильних комплексах.

З'єднання елементів зі ступенем окиснення + 3

Найбільше значення мають оксиди, гідроксиди, солі, а також галіди та оксогаліди.

N 2 O 3 – оксид азоту (III) існує лише у твердому стані за низьких температур. Має таку будову:

стабільна модифікація: нестабільна модифікація:

Легко взаємодіє зі лугами, утворює нітрити:

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

N 2 O 3 – ангідрид азотистої кислоти HNO 2 , яка відома лише у водному розчині, це слабка кислота з К д = 5,110 -4 . Азотиста кислотамає схильність до реакцій диспропорціонування:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Похідні азоту (III) виявляють і відновлювальні та окисні властивості. Наприклад:

Відновник: K 2 Cr 2 O 7 + 3NaNO 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O;

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

Р 2 Про 3 - кислотний оксид. Р 2 О 3 + 3Н 2 О = 2Н 2 або Н 3 РО 3

Р 2 Про 3 + 4NaOH = 2Na 2 + H 2 O

H 2 – фосфориста кислота – двоосновна кислота середньої сили (К 1 = 110 -2 ; К 2 = 310 -7).

Фосфориста кислота – безбарвна кристалічна речовина, що добре розчиняється у воді. Схильна до реакції диспропорціонування:

4Н 3 РО 3 = 3Н 3 РО 4 + РН 3

Сполуки фосфору (III) – досить сильні відновники.

As 2 O 3 – білий миш'як. Переважно є кислотним оксидом. Добре розчиняється у воді, лугах та галогеноводородних кислотах:

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3 (миш'яковиста кислота)

As 2 O 3 + 8HCl = 2HАsCl 4 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 – амфотерний оксид:

Sb 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Sb 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K

Bi 2 O 3 – основний оксид; розчиняється лише у кислотах.

У ряді As(OH) 3 Sb(OH) 3 Bi(OH) 3 відбувається посилення основних властивостей. As(OH) 3 переважають кислотні властивості, а Bi(OH) 3 – основні.

As(OH) 3 або H 3 AsO 3 – слабка миш'яковиста кислота.

Sb(OH) 3 і Bi(OH) 3 – у воді практично не розчиняються, утворюються із солей у вигляді опадів змінного складу Е 2 Про 3 nН 2 Про, наприклад,

Bi(NO 3) 3 + 3KOH = Bi(OH) 3  + 3KNO 3

При сплавленні Е 2 Про 3 або Е(ОН) 3 з лугами утворюються полімерні метаарсенати (III) та метастибати (III) (метаантимоніти) складу МЕО 2 .

Для Sb(OH) 3 та Bi(OH) 3 характерні продукти часткового зневоднення гідроксидів, тобто сполуки SbO(OH) та BiO(OH). Радикали SbO + - антимонія і BiO + - вісмутила, що відповідають їм, часто входять до складу солей і грають у них роль одновалентних металів:

SbCl 3 + H 2 O  SbOCl + 2HCl

У ряді As(III)Sb(III)Bi(III) відновлювальна здатність зменшується. Наприклад:

As 2 S 3 + HNO 3 H 3 AsO 4 + SO 4 2- + NO

As 2 S 3 – 28e + 20H 2 O = 2H 3 AsO 4 + 3SO 4 2- + 34H +

NO 3 - + 3e + 4H + = NO + 2H 2 O

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 60H 2 O + 112H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO + 56H 2 O + 102H +

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 4H 2 O + 10H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 28NO + 9H 2 SO 4

З'єднання азоту зі ступенем окиснення + 4

NO 2 - газ бурого кольору, токсичний, парамагнітний, хімічно активний, молекули навіть у парах частково димеризовані (N 2 O 4 - безбарвний, діамагнітний):

2NO 2  N 2 O 4 ; H = -55 кДж

З'єднання зі ступенем окиснення +5

N 2 O 5 – оксид азоту (V) – азотний ангідрид – біла кристалічна речовина, під час нагрівання – вибухає.

HNO 3 – азотна кислота (тріоксинітрат водню), безбарвна рідина (щільність 1,52 г/мл) з температурою кипіння 84,1 про З та температурою кристалізації –41,6 про З, сильна кислота.

У промисловості отримання азотної кислоти використовується метод каталітичного окислення аміаку. Синтез складається із трьох стадій:

Окислення аміаку на платиновому каталізаторі: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Окислення NO в NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Поглинання NO 2 водою: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2; 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

За будь-яких концентрацій азотна кислота є сильним окислювачем.

Азотна кислота при нагріванні та освітленні легко розкладається:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Необхідно згадати та вставити сюди схему взаємодії азотної кислоти з металами (I семестр). Азотна кислотаокислює і неметали. Елементи, для яких характерний високий ступінь окислення (>4), в результаті взаємодії з HNO 3конц зазвичай утворюють кислоти, що містять кисень, а NO 3 - відновлюється до NO:

S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O

Суміш одного об'єму HNO 3 і 3 об'ємів HCl («царська горілка») має виключно сильну окисну дію, яка обумовлена ​​виділенням атомарного хлору:

HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H 2 O

: HNO 3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H 2 O

Більшість нітратів розчиняються у воді, вони широко використовуються як мінеральні добрива.

HNN 2 або HN 3 - азотистоводнева кислота. За силою вона близька до оцтової. Має азот із двома ступенями окиснення +5 і –3, тому виявляє властивості і окисника та відновника.

Р 2 Про 5 - фосфорний ангідрид, жадібно поглинає воду:

Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4

Н 3 РО 4 - ортофосфорна кислота, електроліт середньої сили (До 1 = 710 -3 ; До 2 = 610 -8 ; 4,310 -13).

Н 4 Р 2 Про 7 - пірофосфорна кислота;

НРО3 – метафосфорна кислота.

Солі фосфорної кислоти – фосфати – піддаються гідролізу.

As 2 O 5 - добре розчинний у воді з утворенням миш'якової кислоти, солі якої називаються арсенатами: As 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 4 Для миш'якової кислоти К 1 = 610 -3 , тобто вона кілька слабше фосфорної.

Sb 2 O 5 – у воді малорозчинний, краще розчинний у лужних розчинах:

Sb 2 O 5 + 2KOH + 5H 2 O = 2K

Сурм'яна та вісмутова кислоти у вільному стані не виділені, хоча відомі їх солі – стибати (антимонати) та вісмутати. Солі цих кислот, також як і фосфати та арсенати, важко розчиняються у воді.

У ряді PO 4 3- AsO 4 3- SbO 4 3- BiO 3 - посилюються окисні властивості. З'єднання Bi(V) – сильні окисники:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 14HNO 3 = 2NaMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 3NaNO 3 + 7H 2 O

У хімії терміни «окислення» і «відновлення» означає реакції, у яких атом чи група атомів втрачають чи, відповідно, набувають електрони. Ступінь окислення - це приписувана одному чи декільком атомам чисельна величина, характеризує кількість перерозподіляються електронів і показує, як ці електрони розподіляються між атомами під час реакції. Визначення цієї величини може бути як простою, так і досить складною процедурою, залежно від атомів і молекул, що складаються з них. Більш того, атоми деяких елементів можуть мати кілька ступенів окислення. На щастя, визначення ступеня окислення існують нескладні однозначні правила, для впевненого користування якими досить знання основ хімії та алгебри.

Кроки

Частина 1

Визначте, чи є речовина елементарним.Ступінь окиснення атомів поза хімічною сполукою дорівнює нулю. Це справедливо як речовин, утворених з окремих вільних атомів, так таких, які складаються з двох, або багатоатомних молекул одного елемента.

• Наприклад, Al (s) і Cl 2 мають ступінь окислення 0, оскільки обидва перебувають у хімічно незв'язаному елементарному стані.
• Зверніть увагу, що алотропна форма сірки S 8 або октасера, незважаючи на свою нетипову будову, також характеризується нульовим ступенем окислення.

1. Визначте, чи складається речовина, що розглядається, з іонів.Ступінь окислення іонів дорівнює їхньому заряду. Це справедливо як вільних іонів, так тих, які входять до складу хімічних сполук.

   • Наприклад, ступінь окислення іона Cl - дорівнює -1.
   • Ступінь окислення іона Cl у складі хімічної сполуки NaCl також дорівнює -1. Оскільки іон Na, за визначенням, має заряд +1, ми робимо висновок, що заряд іона Cl -1, і таким чином ступінь його окислення дорівнює -1.

2. Врахуйте, що іони металів можуть мати кілька ступенів окиснення.Атоми багатьох металевих елементів можуть іонізуватися різні величини. Наприклад, заряд іонів такого металу як залізо (Fe) дорівнює +2 або +3. Заряд іонів металу (і їх ступінь окислення) можна визначити зарядами іонів інших елементів, з якими цей метал входить до складу хімічної сполуки; у тексті цей заряд позначається римськими цифрами: так, залізо (III) має рівень окислення +3.

   • Як приклад розглянемо з'єднання, що містить іон алюмінію. Загальний заряд з'єднання AlCl 3 дорівнює нулю. Оскільки нам відомо, що іони Cl - мають заряд -1, і в з'єднанні міститься 3 таких іони, для загальної нейтральності речовини, що розглядається, іон Al повинен мати заряд +3. Отже, у разі ступінь окислення алюмінію дорівнює +3.

3. Ступінь окиснення кисню дорівнює -2 (за деякими винятками).Майже завжди атоми кисню мають ступінь окислення -2. Є кілька винятків із цього правила:

   • Якщо кисень знаходиться в елементарному стані (O 2), його ступінь окиснення дорівнює 0, як і у інших елементарних речовин.
   • Якщо кисень входить до складу перекису, Його ступінь окиснення дорівнює -1. Перекису - це група сполук, що містять просту кисень-кисневий зв'язок (тобто аніон перекису O 2 -2). Наприклад, у складі молекули H 2 O 2 (перекис водню) кисень має заряд і рівень окислення -1.
   • У поєднанні з фтором кисень має рівень окислення +2, читайте правило для фтору нижче.

4. Водень характеризується ступенем окиснення +1, за деякими винятками.Як і для кисню, тут також є винятки. Як правило, ступінь окислення водню дорівнює +1 (якщо він не знаходиться в елементарному стані H2). Однак у з'єднаннях, званих гідридами, ступінь окиснення водню становить -1.

   • Наприклад, H 2 O ступінь окислення водню дорівнює +1, оскільки атом кисню має заряд -2, і для загальної нейтральності необхідні два заряди +1. Тим не менш, у складі гідриду натрію ступінь окиснення водню вже -1, так як іон Na несе заряд +1 і для загальної електронейтральності заряд атома водню (а тим самим і його ступінь окиснення) повинен дорівнювати -1.

5. Фтор завждимає ступінь окиснення -1.Як було зазначено, ступінь окислення деяких елементів (іони металів, атоми кисню в перекисах тощо) може змінюватися залежно від низки чинників. Ступінь окиснення фтору, однак, незмінно становить -1. Це тим, що це елемент має максимальну электроотрицательность - інакше кажучи, атоми фтору найменш охоче розлучаються з власними електронами і найактивніше притягують чужі електрони. Таким чином, їхній заряд залишається незмінним.

6. Сума ступенів окиснення у поєднанні дорівнює його заряду.Ступені окислення всіх атомів, що входять до хімічної сполуки, у сумі повинні давати заряд цієї сполуки. Наприклад, якщо з'єднання нейтральне, сума ступенів окиснення всіх його атомів повинна дорівнювати нулю; якщо з'єднання є багатоатомним іоном із зарядом -1, сума ступенів окиснення дорівнює -1, і так далі.

   • Це хороший метод перевірки - якщо сума ступенів окиснення не дорівнює загальному заряду з'єднання, то ви десь помилилися.

   Частина 2

   Визначення ступеня окиснення без використання законів хімії

   1. Знайдіть атоми, які не мають строгих правил щодо ступеня окиснення.По відношенню до деяких елементів немає твердо встановлених правил знаходження ступеня окиснення. Якщо атом не підпадає під жодне правило з перерахованих вище, і ви не знаєте його заряду (наприклад, атом входить до складу комплексу, і його заряд не вказаний), ви можете встановити ступінь окислення такого атома методом виключення. Спочатку визначте заряд решти атомів з'єднання, а потім з відомого загального заряду з'єднання обчисліть ступінь окислення даного атома.

      • Наприклад, у поєднанні Na 2 SO 4 невідомий заряд атома сірки (S) - ми знаємо, що він нульової, оскільки сірка перебуває над елементарному стані. Це з'єднання служить гарним прикладомдля ілюстрації методу алгебри визначення ступеня окислення.

   2. Знайдіть ступеня окиснення інших елементів, що входять до з'єднання.За допомогою описаних вище правил визначте ступеня окиснення інших атомів сполуки. Не забувайте про винятки з правил у випадку атомів O, H і таке інше.

      • Для Na 2 SO 4 , користуючись нашими правилами, ми бачимо, що заряд (отже і ступінь окислення) іона Na дорівнює +1, а кожного з атомів кисню становить -2.
   3. У з'єднаннях сума всіх ступенів окиснення повинна дорівнювати заряду. Наприклад, якщо з'єднання являє собою двоатомний іон, сума ступенів окиснення атомів повинна дорівнювати загальному іонному заряду.
   4. Дуже корисно вміти користуватися періодичною таблицею Менделєєва і знати, де в ній розташовані металеві та неметалеві елементи.
   5. Ступінь окиснення атомів в елементарному вигляді завжди дорівнює нулю. Ступінь окислення одиничного іона дорівнює його заряду. Елементи групи 1A таблиці Менделєєва, такі як водень, літій, натрій, елементарному вигляді мають ступінь окислення +1; ступінь окислення металів групи 2A, таких як магній та кальцій, в елементарному вигляді дорівнює +2. Кисень та водень, залежно від виду хімічного зв'язку, можуть мати 2 різних значенняступеня окиснення.

Хімічний елемент у поєднанні, обчислений з припущення, що всі зв'язки мають іонний тип.

Ступені окиснення можуть мати позитивне, негативне або нульове значення, тому алгебраїчна сума ступенів окиснення елементів у молекулі з урахуванням числа їх атомів дорівнює 0, а в іоні – заряду іона.

1. Ступені окиснення металів у з'єднаннях завжди позитивні.

2. Вищий ступінь окислення відповідає номеру групи періодичної системи, де знаходиться даний елемент (виняток становлять: Au +3(І група), Cu +2(II), з VIII групи ступінь окислення +8 може бути тільки у осмію Osта рутенія Ru.

3. Ступені окислення неметалів залежать від того, з яким атомом він з'єднаний:

• якщо з атомом металу, то ступінь окиснення негативна;
• якщо з атомом неметалу то ступінь окиснення може бути і позитивним, і негативним. Це залежить від електронегативності атомів елементів.

4. Вищий негативний ступінь окиснення неметалів можна визначити відніманням з 8 номери групи, у якій перебуває цей елемент, тобто. вищий позитивний ступінь окиснення дорівнює числу електронів на зовнішньому шарі, що відповідає номеру групи.

5. Ступені окиснення простих речовин дорівнюють 0, незалежно від того метал це або неметал.

Елементи з постійними ступенями окиснення.

Відеокурс «Отримай п'ятірку» включає всі теми, необхідні для успішного складання ЄДІ з математики на 60-65 балів. Повністю всі завдання 1-13 Профільного ЄДІ з математики. Підходить також для здавання Базового ЄДІ з математики. Якщо ви хочете здати ЄДІ на 90-100 балів, вам треба вирішувати частину 1 за 30 хвилин та без помилок!

Курс підготовки до ЄДІ для 10-11 класів, а також для викладачів. Все необхідне, щоб вирішити частину 1 ЄДІ з математики (перші 12 завдань) та задачу 13 (тригонометрія). А це понад 70 балів на ЄДІ, і без них не обійтись ні стобальнику, ні гуманітарію.

Уся необхідна теорія. Швидкі способирішення, пастки та секрети ЄДІ. Розібрано всі актуальні завдання частини 1 з Банку завдань ФІПД. Курс повністю відповідає вимогам ЄДІ-2018.

Курс містить 5 великих тем, по 2,5 години кожна. Кожна тема дається з нуля, це просто і зрозуміло.

Сотні завдань ЄДІ. Текстові завдання та теорія ймовірностей. Прості та легко запам'ятовуються алгоритми розв'язання задач. Геометрія. Теорія, довідковий матеріал, аналіз всіх типів завдань ЄДІ. Стереометрія. Хитрі прийоми розв'язання, корисні шпаргалки, розвиток просторової уяви. Тригонометрія з нуля - до завдання 13. Розуміння замість зубріння. Наочне пояснення складних понять. Алгебра. Коріння, ступеня та логарифми, функція та похідна. База на вирішення складних завдань 2 частини ЄДІ.