Предыдущая страница реферата | 14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24 | Следующая страница реферата

За счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар атома кислорода каждая молекула воды способна к образованию четырех водородных связей. Считается, что в твердой фазе все молекулы воды объединены водородными связями. При таянии льда разрывается около 15% Н-связей. При кипячении воды между ее молекулами еще остается часть Н-связей, которые полностью исчезают при нагревании водяного пара до 600єС. Такое своеобразие в структуре воды проявляется в ее свойствах, которые отличаются рядом аномалий.

Чистая вода прозрачна и бесцветна. Она не имеет ни запаха, ни вкуса. При нормальном давлении аномально высоки температуры плавления и кипения воды по сравнению с этими показателями для соединений водорода с элементами 6А- группы, что объясняется прочностью системы водородных связей, объединяющих молекулы воды.

Вода – довольно активный химический реагент. Химическая активность воды проявляется, прежде всего, в ее высокой растворяющей способности. Вода является катализатором целого ряда химических процессов. В ее отсутствие многие вещества почти не взаимодействуют химически.

1. Кислотно-основные реакции, в которых вода ведет себя, как амфотер:

BaO + H2O > Ba(OH)2

P2O5 + 3H2O > 2H3PO4

2. Вода действует гидролитически на многие соли, образуя либо гидраты, либо продукты гидролиза:

CaCl2 + 6H2O > CaCl2·6H2O

Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v + 3H2S^

3. Вода окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений до олова:

2К + Н2О > 2КОН + Н2.

Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли.
Фосфорные удобрения. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак.
Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.

К 5А группе относятся элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.
Общая формула ВЭУ nsІnpіnd° (азот - 2sІ2pі). Азот представляет собой бесцветный газ, фосфор является кристаллическим веществом и существует в виде трех модификаций – белый, красный и черный, мышьяк и сурьма – металлоподобные кристаллические вещества серого цвета, висмут – серебристо- белый мягкий металл.

Азот в промышленности получают ректификацией воздуха, в лаборатории – окислением аммиака (1), реакциями внутримолекулярного окисления- восстановления соединений азота (2), восстановлением азотной кислоты (3):

1. 2NH3 + 3CuO > N2 + 3Cu + 3H2O;

2. NH4NO2 > N2 + H2O;

3. 5Mg + 12HNO3(p) > N2 + 5Mg(NO3)2 + 6H2O.

Фосфор – в электрических печах по реакции:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 > P2 + 3CaSiO3 + 5CO.

Мышьяк – термическое разложение арсенопирита без доступа воздуха:

FeAsS > As + FeS.

Сурьма – сплавление сульфида сурьмы с железом:

Sb2S3 + 3Fe > 2Sb + 3FeS.

В ряду N – Bi усиливаются металлические свойства. Азот и фосфор – типичные неметаллы; мышьяк и сурьма имеют как металлические, так и неметаллические модификации; висмут – неметалл. Устойчивость неметаллических модификаций в этом ряду падает, металлических – растет.
Молекулярный азот мало активен, при комнатной температуре реагирует только с литием. При активации молекул азот окисляет многие металлы, образуя нитриды; окисляется только при взаимодействии с кислородом и фтором.
Остальные элементы обладают более высокой химической активностью. Они могут окисляться и восстанавливаться, легко реагируют с рядом неметаллов и многими металлами. С кислотами-неокислителями они не реагируют, при нагревании взаимодействуют с кислотами-окислителями. При переходе от мышьяка к висмуту стабилизируется более низкая степень окисления +3; химическая связь в соединениях становиться все более ионной; основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.
|N2 + H2 > NH3 (t); |
|Э + Г2 > NF3; PГ3, PГ5; As, Sb, Bi – ЭГ3, ЭГ5; |
|Э + О2 > NО; P4О6, P4О10; As, Sb, Bi – Э2О3; |
|Э + S > N2; ЭxSy; |
|P + N2 > P3N5; |
|Э + С > C2N2; CP3. |
|Э + H2SO4(k) > HAsO2; Sb, Bi – Э2(SO4)3; |
|Э + H2SO4(p) > |
|Э + NaOH > PH3 + NaH2PO2; Na3AsO3; |
|P + H2O > PH3 + H3PO2; |
|Э + HNO3(p) > H3AsO4; Sb2O3; Bi(NO3)3; |
|Э + HNO3(k) > P, As – H3ЭO4, Sb2O5. |

Важнейшими элементами являются азот и фосфор. Рассмотрим более подробно их соединения. Для них известны водородные соединения состава ЭH3, а также
N2H4 (гидразин), HN3, P2H4 (дифосфан). РH3 – ядовитый газ, плохо растворимый в воде. NH3 – не ядовит и хорошо растворим в воде. NH3 получают синтезом из простых веществ, а в лаборатории при реакции хлорида аммония с известью. РH3 – взаимодействием белого фосфора с концентрированным раствором щелочи. Эти вещества – сильные восстановители. Для NH3 характерны реакции присоединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия. ЭH3 с ильными кислотами образуют соли аммония и фосфония соответственно.

Рекомендуем скачать другие рефераты по теме: конспект изложения, рефераты, рефераты по политологии.





Предыдущая страница реферата | 14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24 | Следующая страница реферата