Шрифт:
4) СаСО3 = СаО + СO2↑
Растворимые соли гидролизуются:
5) Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
CO32- + H2O ↔ HCO3¯ + OH¯ щелочная среда
Не взаимодействуют с основаниями.
Гидрокарбонаты реагируют:
1) с солями:
2NH4HCO3 + ВаСl2 = = BaCO3l + 2NH4Cl + H2O + СO2↑
2) с основаниями:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
3) с кислотами:
КНСО3 + НСl = КСl + Н2O + СO2↑
Разлагаются при кипячении раствора:
4) Са(НСO3)2 = СаСО3↓ + Н2O + СO2↑
В водном растворе гидролизуются:
5) NaHCO3 = Na+ + HCO3¯
НСО3¯ + Н2O ↔ Н2СO3 + ОН¯ щелочная среда
Не реагируют с диоксидом углерода.
*Свойства солей кремниевой кислоты
Силикаты реагируют:
1) с солями:
Na2SiO3 + СаСl2 = CaSiO3↓ + 2NaCl
2) с кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
3) с диоксидом углерода в водном растворе:
Na2SiO3 + Н2O + СO2 = = H2SiO3↓ + Na2CO3
В водном растворе гидролизуются:
4) гидролиз растворимых солей:
Na2SiO3 = Na+ + SiO32-
SiO32– + H2O ↔ HSiO3¯ + OH¯ щелочная среда
He реагируют с основаниями. Не разлагаются при нагревании.
Важнейшие элементы-неметаллы VA-группы
*Электронные формулы атомов: азот N [He] 2s22p3 ; фосфор Р [Ne] 3s23p3 .
Простые вещества
Азот N2 – газообразное вещество, входит в состав воздуха.
Белый фосфор Р4 – твердое вещество.
Красный фосфор Рп – твердое вещество.
*Получение азота
В промышленности:
перегонка жидкого воздуха.
В лаборатории:
термическое разложение нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
*Получение белого фосфора
В промышленности:
восстановление фосфатов углем
2Са3(РO4)2 + С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10CО (1000 °C)
Химические свойства азота
Реагирует как окислитель:
1) с водородом
(промышленное получение аммиака):
N2 + ЗН2 ↔ 2NH3 (500 °С, р, кат. Fe, Pt)
2) с металлами
N2 + 3Mg = Mg3N2 (на воздухе, 800 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом:
N2 + O2 ↔ 2NO
(идет в малой степени даже под действием электрического разряда!)
*Химические свойства фосфора
Реагирует как окислитель:
1) с водородом:
Р4 + 6Н2 ↔ 4РН3 (300 °C, р)
2) с металлами:
2Р (красный) + ЗСа = Са3Р2 (300 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом (сгорание на воздухе):
4Р(красный) + 5O2 = 2Р2O5 (300 °С)
Получение аммиака в лаборатории
2NH4Cl(т) + Са(ОН)2(т) = 2NH3↑ + СаСl2 + 2Н2O (200 °C)
Химические свойства аммиака
Обменные реакции:
слабое основание в водном растворе:
NH3 + Н2O ↔ NH4+ + ОН¯ щелочная среда
2) с хлороводородом в газовой фазе и в водном растворе:
NH3 + HCl = NH4Cl
3) с кислотами:
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
Окислительно-восстановительные реакции:
1) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (сгорание)
2) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление)
*Свойства солей аммония
1. Гидролиз:
(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-
2NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ кислотная среда
2. Термическое разложение:
NH4Cl = NH3 + НСl
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Важнейшие оксиды азота и фосфора
Несолеобразующие: N2O (условная степень окисления +1); NIIO; NIVO2.
Кислотные: N2IIIO3; N2IVO5; P2VO5.
Получение азотной кислоты
В промышленности (по стадиям):
1) 4NH3 +5O2 = 4NO +6Н2O (кат. Pt, Rh)