Оксиды азота 3 страница

H₂S + Br₂ → S+ 2HBr

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

3H₂S + 8HNO3(конц) → 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O

H₂S + H₂SO₄(конц) → S + SO₂ + 2H₂O

4) Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

при избытке O2

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS¯+ 2NaNO₃

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

7) Реставрация:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄(белый) + 4H₂O

ОКСИДЫ СЕРЫ

Оксид серы IV

SO₂ (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

1) При сжигании серы в кислороде:

S + O₂ → SO₂

2) Окислением сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂ + H₂O

4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄(конц) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃ (существует только в водном растворе)

H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃ (сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ → Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

2) Реакции окисления (S⁺⁴ – 2ē → S⁺⁶)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄

3) Реакции восстановления (S⁺⁴ + 4ē → S⁰)

SO₂ + С → S + СO₂

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы VI

SO₃ (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Твердый SO₃ существует в трех модификациях. SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

1) 2SO₂ + O₂ →2SO₃

2) Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Химические свойства

1) Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

2NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ → NaHSO₄

2) SO3 - сильный окислитель.

25) СЕРНАЯ КИСЛОТА - H₂SO₄

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Химические свойства

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- ↔2H⁺ + SO₄^2-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K2 = ([H⁺] • [SO₄^2-]) / [HSO₄^-] = 1,2 • 10-2

1) Взаимодействие с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H₂SO₄(разб) → ZnSO₄ + H₂O

b) концентрированная H₂SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂, S0 или H₂S^-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

2Ag0 + 2H₂SO₄ →Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

8Na0 + 5H₂SO₄ → 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

2) концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S⁺⁴O₂):

С + 2H₂SO₄(конц) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(конц) → 3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄(конц) → 5SO₂ + 2H₃PO₄ + 2H₂O

3) с основными оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

4) с гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

5) обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HCl

Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂

26) К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат p-элементы: азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне по пять электронов - ns²np³.

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

Внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p. Атом азота может отдать с 2s-подуровня один электрон другому атому с большей электроотрицательностью и перейти в четырехвалентный ион N+.

У атомов остальных элементов подгруппы азота на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH, а с кислородом оксиды вида - R₂O₃ и R₂O₅. Оксидам соответствуют кислоты HRO₂ и HRO₃ (и ортокислоты H3PO4, кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

В подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металические усиливаются. Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

АЗОТ

:NºN:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Физические свойства

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + N₂ → 2Li₃N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂,

2B + N₂ →2BN,

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак):

27) АММИАК -NH3

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Получение

1. Промышленный способ

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2NH₃ + 2Н₂O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH₃ + Н₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄ HCO₃

Аммиак - восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

1. Разложение при нагревании

2NH₃ → N₂+ 3H₂

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6Н₂O

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6Н₂O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3CuO + 2NH₃ → 3Cu0 + N₂0 + 3Н₂O

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH⁴⁺, связанные с кислотным остатком.

Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄ →(NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

Химические свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^-

2. Разложение при нагревании.

a) если кислота летучая

NH₄Cl → NH₃ + HCl

NH₄HCO₃ → NH₃ + Н₂O + CO₂

b) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃ → N₂O + 2Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4Н₂O

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

a) (NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂

CO₃^2- + 2H⁺→ Н₂O + CO₂

b) (NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄+ 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- → BaSO₄+ 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO4

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH₄Cl + Н₂O → NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O → NH₄OH + H⁺

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + Н₂O

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн. тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5–1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Оксид азота (I)

N₂⁺¹O закись азота, "веселящий газ"

Физические свойства

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

Получение

NH₄NO₃ → N₂O + 2Н₂O

Химические свойства

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N₂O → 2N₂ + O₂

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

2. С водородом:

N₂O + H₂ → N₂ + Н₂O

3. Несолеобразующий

Оксид азота (II)

N⁺²O окись азота

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

Получение

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH₃ +5O₂ → 4NO + 6H₂O

2. 3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3. N₂ + O₂ →2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O₂ → 2NO₂

2NO + Cl₂ → 2NOCl(хлористый нитрозил)

2. Окислитель

2NO + 2SO₂→ 2SO₃ + N₂0

3. Несолеобразующий

Оксид азота (III)

N₂⁺³O₃ азотный ангидрид

Физические свойства

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

NO₂ + NO → N₂O₃

Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

Оксид азота (IV)

N⁺⁴O₂ двуокись азота, диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

Получение

1. 2NO + O₂ → 2NO₂

2. Cu + 4HNO₃(конц.) →Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Химические свойства

1. Кислотный оксид с водой

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

со щелочами

2NO₂ + 2NaOH → NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

2. Окислитель

NO₂ + SO₂ → SO₃ + NO

3. Димеризация

2NO₂(бурый газ)«N₂O₄(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V)

N₂⁺⁵O₅ азотный ангидрид

Физические свойства

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Получение

1. 2NO₂ + O₃→ N₂O₅ + O₂

2. 2HNO₃ +P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

Химические свойства

1. Кислотный оксид

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

2. Сильный окислитель

3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂

29) Азотная кислота - HNO₃

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:

NaNO₃+H₂SO₄(к)=NaHSO₄+HNO₃ Реакция протекает при слабом нагревании.

Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха:

1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платиновым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂=4NO+6Н₂О

2. При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO₂: 2NO+O₂=2NO₂

3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутствии избытка О2 с образованием HNO₃: 4NO₂+2Н₂O+O₂=4HNO₃

Исходные продукты — аммиак и воздух — тщательно очищают от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота — бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состояние. Кипит при 82,6°С.

В HNO₃ валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:

Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноценны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.

Химические свойства

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует: HNO₃↔ Н⁺+NO^-₃ Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO₃=4NO₂+2Н₂O+O₂. Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зависит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в интервале от +4 до -3:

Продукты восстановления при взаимодействии азотной кислоты разной концентрации с металлами разной активности приведены ниже в схеме.

Концентрированная азотная кислота при обычной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она переводит их в пассивное состояние. На поверхности образуется пленка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.

Примеры:

3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» — смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты:

Au+НNO₃+3НСl= AuСl₃+NO+2Н₂О

3Pt+4HNO₃+12НСl=3PtCl₄+4NO+8H₂O

Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора:

HNO₃+HCl=Сl₂+2Н₂О+NOCl

Выделяющийся хлор соединяется с металлами.

4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливается до NO или NO2:

S+6НNO₃(конц)=H₂SO₄+6NO₂+2Н₂О

Р+5НNO₃(конц)=Н₃РO₄+5NO₂+Н₂О

I₂+10HNO₃(конц)=2HIO₃+10NO₂+4Н₂О

3Р+5HNO₃(pазб)+2Н₂О= 3Н₃РО₄+5NO

5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.

Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO₃ на металлы, их оксиды и гидрокси-ды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO₃ применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO₃, 15% С и 10% S). Из NH₄NO₃, порошка алюминия и тринитротолуола изготавливают взрывчатое вещество аммонал.

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Разложение при нагревании (термолиз) — важное свойство солей азотной кислоты.

2KNO₃=2KNO₂+O₂

2Cu(NO₃)₂=2CuO+NO₂+O₂

Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu — оксид металла, NO2 и кислород, после Си — свободный металл, NO₂ и кислород.

Применение

Азотная кислота — важнейший продукт химической промышленности. Большие количества расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пластмасс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.

Соли азотной кислоты – нитраты

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

Особое положение занимает нитрат аммония, разлагающийся без твердого остатка:

NH₄NO₃ (кр.) → N₂O + 2H₂O.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

4Al(NO₃)₃ = 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂

г) нитрат аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители, например:

Fe + 3KNO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + 3KNO₂ + H₂O — при сплавлении твердых веществ Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O — при сплавлении.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH₀₀:

Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

30) Металлы составляют большую часть химических элементов. Каждый период периодической системы (кроме 1-го) химических элементов начинается с металлов, причем с увеличением номера периода их становится все больше. Если во 2-м периоде металлов всего 2 (литий и бериллий), в 3-м — 3 (натрий, магний, алюминий), то уже в 4-м — 13, а в 7-м — 29.

Атомы металлов имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который образован небольшим числом электронов (в основном не больше трех).

Это утверждение можно проиллюстрировать на примерах Na, алюминия А1 и цинка Zn. Составляя схемы строения атомов, по желанию можно составлять электронные формулы и приводить примеры строения элементов больших периодов, например цинка.

Дата добавления: 2015-04-24