Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение водорода. Гидриды



бет4/8
Дата15.07.2016
өлшемі0.59 Mb.
#200349
1   2   3   4   5   6   7   8

NH3 + H+ > NH4+

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH3 + H2O > NH4+ + OH-; Ko=1,8*10-5

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO3 > NH4NO3

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2-, называются амидами, NH2- — имидами, а N3- — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН- и NH2-, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH2 + H2O > NaOH + NH3

CaNH + 2H2O > Ca(OH)2 + NH3^

Zn3N2 + 6H2O > 3Zn(OH)2 + 2NH3^

и в спиртах:

KNH2 + C2H5OH > C2H5OK + NH3

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

MNH2 > M+ + NH2-

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H20

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O

На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH4Cl > 3Cu + 3H2O +2HCl + N2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин:

2NH3 + NaClO > N2H4 + NaCl + H2O

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

NH3 + CH3Cl > CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)

С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).

При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

CH4 + NH3 + 1,5O2 > HCN + 3H2O

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.

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их амминокомплексов:

CuSO4 + 4NH3 > [Cu(NH3)4]

Ca(NO3)2 + 6NH3 > [Ca(NH3)6](NO3)2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зеленой в светло-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений.

Соли аммония — соли, содержащие одновалентный ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами.

Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):

NH4Cl - NH4+ + Cl-

Разложение при нагревании:

а)если кислота летучая

NH4Cl > NH3^ + HCl

NH4HCO3 > NH3^ + Н2O­ + CO2

б)если анион проявляет окислительные свойства

NH4NO3 > N2O^ + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 > N2^ + Cr2O3+ 4Н2O

С кислотами (реакция обмена):

(NH4)2CO3 + 2НCl > 2NH4Cl + Н2O + CO2 ^

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- > 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2 ^

CO32- + 2H+ > Н2O + CO2 ^

C солями (реакция обмена):

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 > BaSO4 v + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- > BaSO4 v + 2NH4+ + 2NO3-

Ba2+ + SO42- > BaSO4 v

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

NH4Cl + Н2O - NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O - NH4OH + H+

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

NH4Cl + NaOH > NaCl + NH3 ^ + Н2O

18///18. Оксиды азота. Свойства и устойчивость. Взаимодействие с водой. Энерге-

тическая диаграмма молекулы NO. Образование в атмосфере и экологиче-

ская роль оксида азота(II) и оксида азота(IV).
Оксид азота(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла.

NH4NO3 > N2O^ + 2Y2O

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой:

NH2SO2OH + HNO3 (73 %) > N2O^ + SO2(OH)2 + H2O.

Относится к несолеобразующим оксидам. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

N2O + H2 > N2^ + H2O;

N2O + C > N2^ + CO^.

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:

5N2О + 8KMnO4 + 7H2SO4 > 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O.

При нагревании N2O разлагается:

2N2O > 2N2^ + O2^.

С водой не взаимождействует

Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания.


NO — несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:

N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж

NO можно получить по реакциям:

FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.

При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:

2NO + O2 > 2NO2

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

2NO + Cl2 > 2NOCl (нитрозилхлорид).

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

2SO2 + 2NO > 2SO3 + N2^.

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.
N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже ?101 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.

50%-ю азот кисл и твёрдый оксид мышьяка(III):

2HNO3 (50 %) + As2O3 > NO2^ + NO^ + HAsO3.

N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов

Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:

N2O3 - NO2 + NO.

При 25 °C содержание N2O3 в смеси газов составляет около 10,5 %. Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован.

Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:

N2O3 + H2O - 2HNO2.

При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:

N2O3 + 2KOH > 2KNO2 + H2O.

Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей.


NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом.
В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре ниже ?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4, при температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет из себя красно-бурую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.

В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

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

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность:

2Pb(NO3)2 > 2PbO + 4NO2^ + O2^.
Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:

2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;

10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);

Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

SO2 + NO2 > SO3 + NO^.

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

2NO2 + H2O - HNO3 + HNO2.

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:

3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):

4NO2 + 2H2O + O2 - 4HNO3.

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.

Применение

В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.
N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив.Получают:

1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 посредством P2O5:

2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;

12HNO3 + P4O10 > 4H3PO4 + 6N2O5;

2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:

4AgNO3 + 2Cl2 > 4AgCl + 2N2O5 + O2^;

3) Путём взаимодействием оксида азота(IV) с озоном:

2NO2 + O3 > N2O5 + O2^.

Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:

2N2O5 > 4NO2^ + O2^ + Q.

Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

N2O5 + H2O - 2HNO3.

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.


Вредное воздействие

Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьезную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.

19//


Азотная и азотистая кислоты. Получение, применение и свойства. Свойст-

ва солей азотной и азотистой кислот.

HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Получается при каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (метод Габера) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O

2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется, в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) > KHSO4 + HNO3^

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Применение:

в производстве минеральных удобрений;

в военной промышленности;

в фотографии — подкисление некоторых тонирующих растворов[1];

в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).

Сойства


1.Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства сильных кислот, в водных растворах она диссоциирует по следующей схеме:

HNO3 H+ + NO3–,

безводная кислота:

2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.

Постепенно, особенно на свету или при нагревании азотная кислота разлагается, при хранении раствор становится коричневатым из-за диоксида азота:

4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2.Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами.Разбавленная азотная кислота со щелочными и щелочноземельными металлами, а также с железом и цинком образует соответствующие нитраты, нитрат аммония или гемиоксид азота в зависимости от активности металла и воду:

4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,

С тяжелыми металлами разбавленная кислота образует соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид азота, а в случае более сильного разбавления азот:

5Fe + 12HNO3(оч. разб.)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,

3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Концентрированная азотная кислота при взаимодействии со щелочными и щелочными металлами образует соответствующие нитраты, воду и выделяется гемиоксид азота:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Такие металлы как железо, хром, алюминий, золото, платина, иридий, тантал концентрированная кислота пассивирует, т.е. на поверхности металла образуется пленка оксидов не проницаемая для кислоты. Другие тяжелые металлы при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуют соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид или диоксид азота:

3Hg + 8HNO3(хол.)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

Hg + 4HNO3(гор.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.

3.Азотная кислота способна растворить золото, платину и другие благородные металлы, но в смеси с соляной кислотой. Их смесь в отношении три объема концентрированной соляной кислоты и один объем концентрированной азотной кислоты называют “царской водкой”. Действие царской водки заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора, который соединяется с металлами:

HNO3 + HCl ® Cl2 + 2H2O + NOCl,

2NOCl ® 2NO + Cl2.

Царская водка способна растворить золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более соляной кислоте:

Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O,

HCl + AuCl3® H[AuCl4];

3Pt + 4HNO3 + 12HCl ® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCl + PtCl4® H2[PtCl6].

4.Неметаллы также окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, разбавленная кислота выделяет оксид азота:

3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO ,

концентрированная кислота выделяет диоксид азота:

S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,

зотная кислота способна также окислять некоторые неорганические соединения:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.
HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитраты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны.

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-. При комнатной температуре преобладает транс-изомер

Хим. св-ва

В водных растворах существует равновесие:

2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.

HNO2 немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, КМпО4) окисляется в HNO3:

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;

5HNO2 + 2HMnO4 > 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;

HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.
Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Получение:

N2O3 + H2O 2HNO2,

NaNO2 + H2SO4 (0° C)® NaHSO4 + HNO2

AgNO2 + HCl ® AgCl + HNO2
Свойства солей

Все нитраты хорошо растворимы в воде. С повышением температуры их растворимость сильно увеличивается. При нагревании нитраты распадаются с выделением кислорода. Нитраты аммония, щелочных и щелочноземельных металлов называют селитрами, например NaNO3 - натриевая селитра (чилийская селитра), KNO3 - калиевая селитра, NH4NO3 - аммиачная селитра. Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.


Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600°C), зачастую с разложением.
Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов с выделением кислорода (а при длительном нагревании ступенчато разлагаются на оксид металла, молекулярные азот и кислород, ввиду чего являются хорошими окислителями).
Нитраты металлов средней активности разлагаются при нагревании до оксидов металлов с выделением диоксида азота и кислорода.
Нитраты самых малоактивных металлов (благородные металлы) разлагаются в основном до свободных металлов с выделением диоксида азота и кислорода.
Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.

Нитриты.


Нитрит — соль азотистой кислоты HNO2. Нитриты термически менее устойчивы, чем нитраты . Применяются в производстве азокрасителей и в медицине

20//20. Оксиды фосфора. Строение и свойства. Кислородсодержащие кислоты

фосфора и их соли. Применение фосфатов. Гидролиз полифосфорных ки-

слот. АТФ.

P2O5, кислотный оксид.Пары оксида фосфора(V) имеют состав P4O10. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма и орторомбическая О-форма, а также одна стабильная орторомбическая О-форма. Молекулы P4O10 (Н-форма) построены из 4 групп PO4 в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгорается (360оС) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO4, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О'-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (~580оС) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360оC.

P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

P4O10 + 6H2O (ж) > 4H3PO4 (-177 кДж)

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;

4HClO4 + P4O10 > (НРО3)4 + 2Cl2O7.

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

P4O10 + RC(O)NH2 > P4O9(OH)2 + RCN

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

P4O10 + RCO2H > P4O9(OH)2 + [RC(O)]2O

Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

P4O10 + 8PCl3 + O2 > 12Cl3PO

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.
Оксид фосфора (III) Р2O3 (Р4О6) — воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 23,8°С, хорошо растворим в органических растворителях. Очень ядовит. Получают при горении фосфора в условиях ограниченного доступа кислорода:

4Р+3O2=2Р2О3

По химическим свойствам Р2О3 является кислотным оксидом: при взаимодействии с водой при комнатной температуре образует фосфористую кислоту:

Р2O3+3Н2O=2Н3РO3

Но достаточно небольшого нагревания, чтобы вместо гидратации шел окислительно-восстановительный процесс:

В реакции с щелочами образует соли: 4NaOH+Р2О3=2Na2HPO3+Н2О

Оксид фосфора (III) обладает восстановительными свойствами: окисляется кислородом до Р2О5: Р2O3+O2=Р2O5

Строение молекулы - тетраэдрическое.


Фосфорноватистая кислота H3PO2 — сильная одноосновная кислота. Бесцветное твердое вещество, растворимое в воде, спиртах и диоксане.Фосфорноватистую кислоту получают по в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O > 2РH3 + 3Ва(Н2PO2)2

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой:

Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 > BaSO4 + 2H3PO2

Соли фосфорноватистой кислоты называются гипофосфитами. Они хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и фосфорноватистая кислота являются энергичными восстановителями, особенно в кислой среде. Наибольшее практическое значение имеет их способность восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Сu и др.) до свободного металла. Сама кислота H3PO2 при этом окисляется до фосфористой кислоты H3РО3:

Ni2+ + 2H2PO2– + 2H2O > Ni0 + 2H2PO3– + Н2 + 2H+

Соли фосфорноватистой кислоты также используются для приготовления лекарственных препаратов.
H3PO3, средняя двухосновная кислота.Безводная фосфористая кислота – бесцветные гигроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы

При нагревании до 250°С безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислоту и водород.

4H3РО3 > 3H3PO4 + РH3

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.

Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде.



Достарыңызбен бөлісу:
1   2   3   4   5   6   7   8




©www.dereksiz.org 2024
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет