Оксид углерода (II) со, или угарный газ.

Он не имеет запаха и цвета, плохо растворим в воде, токсичен.

В лаборатории его получают разложением муравьиной кислоты при нагревании в присутствии серной кислоты или фосфорного ангидрида:

НСООН = СО↑ + Н₂О

Углерод в угарном газе имеет степень окисления +2, поэтому для него характерны реакции присоединения, в которых он является восстановителем.

Угарный газ горит с образованием углекислого газа и выделением тепла:

2СО + О₂ = 2СО₂

Он реагирует с хлором на свету в присутствии катализатора – угля. При этом образуется фосген:

CO + Cl₂ = COCl₂

Фосген – ядовитый газ, применялся как отравляющее средство в первую мировую войну.

Восстановительные свойства угарного газа используются в металлургии для получения металлов из руд:

CO + FeO = CO₂ + Fe

Оксид углерода (IV), или углекислый газ со2.

Он бесцветен, не имеет запаха, тяжелее воздуха, плохо растворяется в воде. Он образуется при:

а) горении углерода в избытке кислорода:

С + О₂ = СО₂

б) разложении карбонатов и гидрокарбонатов при нагревании:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

Оксид углерода (IV) не поддерживает горения. Только некоторые активные металлы горят в нем, так как отнимают кислород:

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

Оксид углерода (IV) – кислотный оксид. Он реагирует с основаниями, основными оксидами, с водой. При взаимодействии с водой образуется угольная кислота:

СО₂ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃

Угольная кислота. Как двухосновная кислота она диссоциирует по двум ступеням и поэтому образует два ряда солей – нормальные и кислые соли (карбонаты и гидрокарбонаты). Примеры солей: гидрокарбонаты – NaHCO₃, Mg(HCO₃)₂; карбонаты —  Na₂CO₃, CaCO₃.

Карбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Карбонаты щелочноземельных металлов в воде практически нерастворимы. Карбонаты алюминия, хрома, железа не могут существовать в водных растворах, так как подвергаются полному гидролизу, в результате которого выпадает осадок соответствующего гидроксида и выделяется углекислый газ.

Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

MgCO₃ = MgO + CO₂↑

Na₂CO₃ ≠

34. Азот. Химические свойства. Биологическая роль азота.

Азот – элемент №7 II периода V группы главной подгруппы, следовательно, в ядре атома азота 7 протонов, 7 нейтронов, а вокруг ядра вращается 7 электронов. В атоме азота 2 энергетических уровня. азот — газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, мало растворим в воде . Азот – составная часть атмосферного воздуха, а так же находится на Земле в связанном виде: NaNO3 — натриевая или чилийская селитра, KNO3 — калийная или индийская селитра, Ca(NO3)2 — норвежская селитра. Азот входит в состав белка. При повышенном давлении (глубина больше 60м.) наблюдается явление ―азотного наркоза‖, сходное с алкогольным опьянением, связанное с увеличением концентрации азота в крови и тканях организма. При резком понижении давления наступает кессонная болезнь.

Химически инертен из-за высокой прочности молекулы.

1). При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

6 Li + N2 = 2 Li3N нитрид лития.

При высокой температуре азот соединяется с металлами, образуя нитриды — твердые, тугоплавкие вещества. 3Ca + N2 = Ca3N2 нитрид калиция

2). Реагирует с неметаллами:

а) при температуре электрической дуги азот соединяется с кислородом: N2 + O2 2 NO - Q

б) с водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоких давлении и температуре.

В)реагирует с углеродом (реакция идет с раскаленным углеродом между угольными стержнями в атмосфере азота при действии электрического разряда):

t 2 C + N2 = C2N2 бесцветный ядовитый газ — дициан.

3) если пропустить азот над раскаленным углем в присутствии щелочи, то образуются цианиды: 2 KOH + 4 C + N2 = 2 KCN + 2 CO + H2 KCN — цианид калия, цианистый калий. Цианиды калия и натрия применяются для извлечения золота из горных пород.

(3) Азот является химическим элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков, аминокислот, нуклеиновых кислот, хлорофилла, гемоглобина. В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» , норвежская, индийская селитры.

35. Водородные соединения азота. Аммиак и соли аммония.

Аммиак — бесцветный газ с резким своеобразным запахом и едким вкусом, хорошо растворим в воде. Вдыхание малых количеств аммиака стимулирует работу сердца и нервной системы, поэтому его растворы дают нюхать при обмороках и отравлениях CO. Нахождение в природе. В природе аммиак образуется при гниении органических соединений, содержащих азот. Встречается на планетах Юпитер и Сатурн.

Химические свойства аммиака.

Хлорид аммония NH4C1 используют в гальванических элементах, -при крашении и ситцепечатании, лужении и паянии. Нитрат аммония, кроме того, входит в состав взрывчатого вещества — аммонала. Гидрокарбонат аммония NH4HC03 применяют в кондитерском деле.

36. Кислородные соединения азота. Азотистая и азотная кислоты. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Химически чистая азотная кислота — бесцветная жидкость плотностью 1,53г/смэ, кипит при +86 °С, кристаллизуется при —41 °С. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, так как пары ее образуют с влагой воздуха капли тумана. Азотная кислота смешивается с водой в любых отношениях.

37. Азотная кислота и ее соли. Азотные удобрения.

Одноосновная азотная кислота образует только средние соли — нитраты, получаемые при действии ее на металлы, их оксиды или гидроксиды. Большинство нитратов хорошо растворимо в воде. Нитраты устойчивы при обычных температурах, но при нагревании разлагаются с выделением кислорода.

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция, применяемые в качестве азотных удобрений, называют селитрами. Нитрат натрия NaNO2 или натриевая селитра, издавна применяется как удобрение. Получают ее как побочный продукт в производстве азотной кислоты из аммиака. Она имеет вид кристаллического порошка серого цвета, отличается заметной гигроскопичностью. Нитрат аммония NH4NO2, или аммиачная селитра, широко используется как удобрение, получается путем нейтрализации азотной кислоты газообразным аммиаком, имеет вид белого кристаллического или гранулированного вещества.

38. Химические свойства и биологическое значение фосфора.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P4. Свыше 800 °C молекулы P4 распадаются до P2.

Реакции с неметаллами

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток кислорода)

4P+ 5O2 → 2P2O5 (избыток кислорода)

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)

P + S → P2S3

Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ - фосфин - боевое отравляющее вещество.

Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3↑

Фосфин

Реакции с металлами

2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)

Реакция с водой

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

P + H2O → (t) PH3 + H3PO4

Реакция с щелочами

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 - гипофосфит лития)

Восстановительные свойства

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

KClO3 + P → KCl + P2O5

Биологическая роль: фосфор входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, ферментов, при недостатке фосфора в организме появляются различные заболевания костей.