Тиосульфат натрия плюс серная кислота. Тиосерная кислота и тиосульфаты. Получение в лаборатории и свойства. Практическое применение тиосульфата натрия. Биологическая роль серы и ее круговорот в природе. А) Гидролиз сульфита натрия

Тиосульфа́т на́трия (антихлор , гипосульфит , сульфидотриоксосульфат натрия ) - Na 2 S 2 O 3 или Na 2 SO 3 S, соль натрия и тиосерной кислоты. В обычных условиях существует в виде пентагидрата Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O.

Бесцветные моноклинные кристаллы.

Молярная масса 248,17 г/моль.

Растворим в воде (41,2% при 20 о С, 69,86% при 80 о С).

При 48,5 °C плавится в своей кристаллизационной воде, обезвоживается около 100 о С.

При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

4Na 2 S 2 O 3 →(t) 3Na 2 SO 4 + Na 2 S 5

Na 2 S 5 →(t) Na 2 S + 4S

Тиосульфат натрия сильный восстановитель:

Сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатовили серной кислоты:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl.

Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 → 2NaI + Na 2 S 4 O 6 .

Приведённая реакция очень важна, так как служит основой иодометрии. Следует отметить, что в щелочной среде окисление тиосульфата натрия иодом может идти до сульфата.

Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3

H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Расплавленный тиосульфат натрия очень склонен к переохлаждению.

Получение.

окислением полисульфидов Na;

кипячение избытка серы с Na 2 SO 3:

S + Na 2 SO 3 →(t) Na 2 S 2 O 3 ;

взаимодействием H 2 S и SO 2 с NaOHпобочный продукт в производстве NaHSO 3 , сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S:

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH → 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O;

кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:

3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

затем по приведённой выше реакции сульфит натрия присоединяет серу, образуя тиосульфат натрия.

Одновременно в ходе этой реакции образуются полисульфиды натрия (они придают раствору жёлтый цвет). Для их разрушения в раствор пропускают SO 2 .

чистый безводный тиосульфат натрия можно получить реакцией серыс нитритом натрияв формамиде. Эта реакция количественно протекает (при 80 °C за 30 минут) по уравнению:

2NaNO 2 + 2S → Na 2 S 2 O 3 + N 2 O

Качественный анализ.
1. Аналитические реакции на катион натрия.

1. Реакция с ацетатом диоксоуран(VI)цинка Zn(UO 2 ) 3 (CH 3 COO) 8 c образованием жёлтого кристаллического осадка (фармакопейная реакция - ГФ) или жёлтых кристаллов тетра- и октаэдрической формы, нерастворимых в уксусной кислоте (МКС). Для повышения чувствительности реакции следует нагреть исследуемую смесь на предметном стекле.

NaCl + Zn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 8 + CH 3 COOН + 9 H 2 O

NaZn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 9 · 9 H 2 O + HCl

Мешающие ионы: избыток ионов K + , катионы тяжёлых металлов (Hg 2 2+ , Hg 2+ , Sn 2+ , Sb 3+ , Bi 3+ , Fe 3+ и др.). Реакция используется как дробная после удаления мешающих катионов.

2. Окрашивание бесцветного пламени горелки в жёлтый цвет (ГФ).

3. Реакция с пикриновой кислотой с образованием кристаллов пикрата натрия жёлтого цвета игольчатой формы, исходящих из одной точки (МКС).

Error: Reference source not found

Реакция используется как дробная только в отсутствие мешающих ионов (K + , NH 4 + , Ag +).

4. Реакция с гексагидроксостибатом(V) калия K с образованием белого кристаллического осадка, растворимого в щелочах.

NaCl + K
Na + KCl

Условия проведения реакции: а) достаточная концентрация Na + ; б) нейтральная реакция раствора; в) проведение реакции на холоду; г) потирание стеклянной палочкой о стенку пробирки. Мешающие ионы: NH 4 + , Mg 2+ и др.

В кислой среде реагент разрушается с образованием белого аморфного осадка метасурьмяной кислоты HSbO 3 .

K + HCl
KCl + H 3 SbO 4 + 2 H 2 O

H 3 SbO 4
HSbO 3  + H 2 O

Диэтилсульфат (C 2 H 5) 2 SO 4 . Температура плавления -26°С, температура кипения 210°С, растворим в спиртах, нерастворим в воде. Получен взаимодействием серной кислоты с этанолом. Является этилирующим агентом в органическом синтезе. Проникает через кожу.

Диметилсульфат (CH 3) 2 SO 4 . Температура плавления -26,8°С, температура кипения 188,5°С. Растворим в спиртах, плохо - в воде. Реагирует с аммиаком в отсутствие растворителя (со взрывом); сульфирует некоторые ароматические соединения, например эфиры фенолов. Получают взаимодействием 60%-ного олеума с метанолом при 150°С, Является метилирующим агентом в органическом синтезе. Канцероген, поражает глаза, кожу, органы дыхания.

Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3

Na 2 SO 3 +S=Na 2 S 2 O 3

Как и тиосерная кислота, является сильным восстановителем, Легко окисляется хлором до серной кислоты:

Na 2 S 2 O 3 +4Сl 2 +5Н 2 О=2H 2 SO 4 +2NaCl+6НСl

На этой реакции было основано применение тиосульфата натрия для поглощения хлора (в первых противогазах).

Несколько иначе происходит окисление тиосульфата натрия слабыми окислителями. При этом образуются соли тетратионовой кислоты, например:

2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI

Тиосульфат натрия является побочным продуктом в производстве NaHSO 3 , сернистых красителей, при очистке промышленных газов от серы. Применяется для удаления следов хлора после отбеливания тканей, Для извлечения серебра из руд; является фиксажем в фотографии, реактивом в иодометрии, противоядием при отравлении соединениями мышьяка, ртути, противовоспалительным средством.

Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия. Получение, свойства, применение.

К эфирам серной кислоты относятся диалкилсульфаты (RO2)SO2. Это высококипящие жидкости; низшие растворимы в воде; в присутствии щелочей образуют спирт и соли серной кислоты. Низшие диалкилсульфаты - алкилирующие агенты.
Диэтилсульфат (C2H5)2SO4. Температура плавления -26°С, температура кипения 210°С, растворим в спиртах, нерастворим в воде. Получен взаимодействием серной кислоты с этанолом. Является этилирующим агентом в органическом синтезе. Проникает через кожу.
Диметилсульфат (CH3)2SO4. Температура плавления -26,8°С, температура кипения 188,5°С. Растворим в спиртах, плохо - в воде. Реагирует с аммиаком в отсутствие растворителя (со взрывом); сульфирует некоторые ароматические соединения, например эфиры фенолов. Получают взаимодействием 60%-ного олеума с метанолом при 150°С, Является метилирующим агентом в органическом синтезе. Канцероген, поражает глаза, кожу, органы дыхания.
Тиосульфат натрияNa2S2O3

Соль тиосерной кислоты, в которой два атома серы имеют различные степени окисления: +6 и -2. Кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде. Выпускается в виде кристаллогидрата Na2S2O3 5Н2O, в обиходе называемый гипосульфитом. Получают взаимодействием сульфита натрия с серой при кипячении:
Na2SO3+S=Na2S2O3
Как и тиосерная кислота, является сильным восстановителем, Легко окисляется хлором до серной кислоты:
Na2S2O3+4Сl2+5Н2О=2H2SO4+2NaCl+6НСl
На этой реакции было основано применение тиосульфата натрия для поглощения хлора (в первых противогазах).
Несколько иначе происходит окисление тиосульфата натрия слабыми окислителями. При этом образуются соли тетратионовой кислоты, например:
2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI
Тиосульфат натрия является побочным продуктом в производстве NaHSO3, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от серы. Применяется для удаления следов хлора после отбеливания тканей, Для извлечения серебра из руд; является фиксажем в фотографии, реактивом в иодометрии, противоядием при отравлении соединениями мышьяка, ртути, противовоспалительным средством.

Тиосерная кислота - неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H 2 SO 3 S. Бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Образует соли - неорганические тиосульфаты. Тиосерная кислота содержит два атома серы, один из которых имеет степень окисления +4, а второй - электронейтрален.

Получение

· Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах:

· Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:

Физические свойства

Тиосерная кислота образует бесцветную вязкую жидкость, не замерзающую даже при очень низкой температуре. Термически неустойчива - разлагается уже при комнатной температуре.

Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты разлагается мгновенно.

Химические свойства

· Термически очень неустойчива:

· В присутствии серной кислоты разлагается:

· Реагирует со щелочами:

· Реагирует с галогенами:

Образует сложные эфиры - органические тиосульфаты.

Тиосульфа́т на́трия (антихлор , гипосульфит , сульфидотриоксосульфат натрия ) - Na 2 S 2 O 3 или Na 2 SO 3 S, соль натрия и тиосерной кислоты, образуеткристаллогидрат Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O.

Получение

· окислением полисульфидов Na;

· кипячение избытка серы с Na 2 SO 3:

· взаимодействием H 2 S и SO 2 с NaOH (побочный продукт в производстве NaHSO 3 , сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S):

· кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:

затем по приведённой выше реакции сульфид натрия присоединяет серу, образуя тиосульфат натрия.

· чистый безводный тиосульфат натрия можно получить реакцией серы с нитритом натрия в формамиде. Эта реакция количественно протекает (при 80 °C за 30 минут) по уравнению:

· растворение сульфида натрия в воде в присутствии кислорода воздуха:

Физические и химические свойства

Бесцветные моноклинные кристаллы. Молярная масса 248,17 г/моль (пентагидрат).

Растворим в воде (41,2 % при 20 о С, 69,86 % при 80 о С).

При 48,5 °C кристаллогидрат растворяется в своей кристаллизационной воде, образуя перенасыщенный раствор; обезвоживается около 100 о С.

При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

Тиосульфат натрия - сильный восстановитель:

С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

Расплавленный кристаллогидрат Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O очень склонен к переохлаждению.

Применение

· для удаления следов хлора после отбеливания тканей

· для извлечения серебра из руд;

· фиксаж в фотографии;

· реактив в иодометрии

· противоядие при отравлении: As, Br, Hg и другими тяжёлыми металлами, цианидами (переводит их в роданиды) и др.

· для дезинфекции кишечника;

· для лечения чесотки (совместно с соляной кислотой);

· противовоспалительное и противоожоговое средство;

· может использоваться как среда для определения молекулярных весов по понижению точки замерзания (криоскопическая константа 4,26°)

· в пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E539 .

· добавки для бетона.

· для очищения тканей от иода

· Марлевые повязки, пропитанные раствором тиосульфатом натрия, использовали для защиты органов дыхания от отравляющего вещества хлора в Первую мировую войну.

Берем тиосульфат натрия и три кислоты (серную, соляную и ортофосфорную):

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Na2S2O3 + 2 HCl = 2 NaCl + SO2 + S + H2O

3 Na2S2O3 +2 H3РO4 = 2 Na3РO4 + 3 SO2 + 3 S + 3 H2O

Наливаем в три пробирки по 8 мл раствора тиосульфата натрия. В первую пробирку с раствором тиосульфата натрия наливаем 8 мл серной кислоты, быстро перемешиваем и засекаем время в секундах от начала реакции до помутнения раствора. Чтобы лучшее заметить окончание реакции, с противоположной стороны стенки пробирки приклеиваем полоску черной бумаги. Отчет времени заканчиваем в момент, когда эта полоска не будет просматриваться сквозь помутневший раствор.

Аналогично проводим опыты с другими кислотами. Результаты заносим в таблицу (приложение 1, таблица 1). Скорость реакции определяем как величину, обратно пропорциональную времени: υ = 1/ t. На основании таблицы строим график зависимости скорости реакции от природы реагирующих веществ (приложение 2, график 1).

Вывод: таким образом, природа кислот оказывает влияние на скорость химической реакции. А, так как сила кислот определяется концентрацией ионов водорода, то скорость реакции зависит и от концентрации реагирующих веществ.

Б. Рассмотрим реакцию взаимодействия различных металллов с соляной кислотой. Скорость реакции будем определять по объему выделившегося водорода, который собираем методом вытеснения воды (приложение 3, рисунок 1).

В четыре пробирки поместим по 0, 05 г. металлов: магния, цинка, железа и меди. Поочередно в каждую пробирку (а) наливаем одинаковые объемы соляной кислоты (1:2). Водород, который будет быстро веделяться, поступит в пробирку (б). Отмечаем время, за которое пробирка заполняется водородом. На основании результатов (приложение 4, таблица 2) строим график зависимости от природы реагирующих веществ (приложение 4, график 2).

Вывод: не все металлы могут взаимодействовать с кислотами путем выведения водорода. Металлы, вытесняющие водород из растворов кислот, расположены в ряду Н.Н. Бекетова до водорода, а металлы, которые водород не вытесняют – после водорода (в нашем случае это медь). Но и первая группа металлов различаются по степени активности: магний-цинк-железо, поэтому и интенсивность выделения водорода различна.

Таким образом, скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.

2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации взаимодействующих веществ.

Цель. Установить графическую зависимость влияния концентрации на скорость реакции.

Для проведения опыта используем те же растворы тиосульфата натрия и серной кислоты, которыми пользовались в первом опыте (А).

В пронумерованные пробирки наливаем указанные количества миллилитров раствора тиосульфата натрия и воды. Вливаем в первую пробирку 8 мл раствора серной кислоты, быстро перемешиваем и замечаем время от начала реакции до помутнения раствора (смотри опыт 1 А). Проводим аналогичные опыты с остальными пробирками. Результаты заносим в таблицу (приложение 6, таблица 3), на основании которых строим график зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ (приложение 7, график 3). Аналогичный результат мы получили, оставляя постоянной концентрацию тиосульфата натрия, но меняя концентрацию серной кислоты.

Вывод: таким образом, скорость химической реакции зависимт от концентрации реакнгирующих веществ: чем выше концентрация, тем скорость реакции больше.

3. Зависимость скорости химической реакции от температуры.

Цель: проверить, зависит ли скорость химической реакции от температуры.

Опыт проводим с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты (смотри опыт 1), дополнительно готовим химический стакан, термометр.

В четыре пробирки наливаем 8 мл раствора тиосульфата натрия, в 4 другие – 8 мл раствора серной кислоты. Все пробирки помещаем в стакан с водой и измеряем температуру воды. Через 5 минут вынимаем две пробирки с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты, сливаем их, перемешиваем и замечаем время до помутнения раствора. Стакан с водой и пробирками нагреваем на 10оС и повторяем опыт со следующими двумя пробирками. Проводим такие же опыты с остальными пробирками, повышая каждый раз температуру воды на 10оС. Полученные результаты записываем в таблицу (приложение 8, таблица 4) и строим график зависимости скорости реакции от температуры (приложение 9, график 4).

Вывод: данный эксперимент позволил сделать вывод, что скорость химической реакции увеличивается с повышением температуры на каждые 10оС в 2–4 раза, т.е. доказал справедливость закона Вант-Гоффа.

4. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Цель: проверить, зависит ли скорость химической реакции от катализатора, и обладают ли катализаторы специфичностью.

А. Для проверки специфичности катализатора мы использовали реакцию разложения перекиси водорода: 2Н2О2 = 2Н2О + Н2. Брали 3% раствор, разложение перекиси водорода идет очень слабо, даже опущенная в пробирку тлеющая лучинка не разгорается. В качестве катализаторов мы брали диоксид кремния SiO2, диоксид марганца MnO2, перманганат калия KМnO4, хлорид натрия NaCl. Только при добавлении порошка оксида марганца (IV) произошло бурное выделение кислорода, тлеющая лучинка, опущенная в пробирку, ярко разгорелась.

Таким образом, катализаторы – это вещества, которые ускоряют химическую реакцию, и, чаще всего, для конкретной реакции необходим «свой» катализатор.

5. Кинетика каталитического разложения перекиси водорода.

Цель: выяснить зависимость скорости реакции от концентрации веществ, температуры и катализатора.

Разложение очень слабого раствора пероксида водорода начинается под влиянием катализатора. С течением реакции концентрация перекиси водорода уменьшается, о чем можно судить по количеству выделяющегося кислорода в единицу времени. Опыт проводим в приборе (приложение 10, рисунок 2): в пробирку помещаем 0,1 г порошка двуокиси марганца, присоединяем ее к резиновой трубке, в колбу наливаем 40 мл 3-процентного раствора перекиси водорода, соединяем с помощью резиновой трубки с пробиркой. Заполняем цилиндр (бюретку) водой, опускаем в кристаллизатор, закрепляем в зажиме штатива вертикально, подводим под него газоотводную трубку от колбы Вюрца. Без катализатора выделение кислорода не наблюдаем. После добавления двуокиси марганца каждую минуту в течение 10 минут отмечаем и записываем в таблицу объем выделившегося кислорода (приложение 11, таблица 5). На основании данных строим график зависимости объемов выделившегося кислорода от времени (приложение 12, график 5)

6. Влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Цель. Выяснить, влияет ли поверхность соприкосновения реагирующих веществ на скорость гетерогенной химической реакции.

На весах взвесили одинаковое количество (0,5 г) мела (СаСО3) в виде кусочка и порошка, поместили навески в две пробирки, в которые налили одинаковое количество соляной кислоты (1:2). Наблюдаем выделение углекислого газа, при чем в первой пробирке (мел в виде кусочка) реакция идет менее энергично, чем во второй (мел в виде порошка) (приложение 13, фотографии 1,2): СаСО3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

Тиосерная кислота - неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H 2 SO 3 S, бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Термически неустойчива.Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты разлагается мгновенно.

Образует соли - тиосульфаты.Тиосульфа́ты - соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H 2 S 2 O 3 . Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия(Na 2 S 2 O 3) и тиосульфат аммония ((NH 4) 2 SO 3 S).

Получение тиосерной кислоты: 1) Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах: ; 2) Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:

Химические свойства тиосерной кислоты:

1)Термически очень неустойчива:

2)В присутствии серной кислоты разлагается:

3)Реагирует с щелочами:

4)Реагирует с галогенами:

Тиосульфаты получаются:

1) при взаимодействии растворов сульфитов с сероводородом:

2)При кипячении растворов сульфитов с серой:

3)При окислении полисульфидов кислородом воздуха: ,

Химические свойства тиосульфатов:

1)При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

2)Тиосульфаты - сильные восстановители:С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

3)Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

4)Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается:

5)Расплавленный кристаллогидрат Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O очень склонен к переохлаждению.

Практическое применение тиосульфата натрия: в фотографии,аналитической и органической химии,горнорудной промышленности, текстильной и целлюлозно-бумажной промышленности, пищевой промышленности, медицине.

Биологическая роль серы: Как и элементы органогены, сера в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций.

Круговорот серы в природе: Растения получают ее из почвы в виде серной кислоты; во всяком другом виде сера для зеленых растений недоступна. В теле растения серная кислота путем сложных, пока еще не разъясненных химических преобразований служит материалом для построения белковых веществ, в которых сера находится уже в совершенно иной форме, чем в серной кислоте. В то время, как сера в виде серной кислоты соединена с кислородом, газом, находящимся в воздухе и поддерживающим всякое горение и дыхание, в белках сера уже оторвана от кислорода и соединена с другим элементом с углеродом, который сам по себе представляет обыкновенный уголь. При разложении белков после смерти животного или растения, гнилостные бактерии отрывают серу из белков и выпускают ее в соединении с новым элементом водородом. В таком соединении сера представляет собой тот отвратительный вонючий газ, обладающий запахом тухлых яиц, который всегда образуется при гниении белков и о котором уже была речь раньше. В виде сероводорода сера и попадает в почву.

15. Химия элементов 5 А группы. Распространенность в природе, минералы. Водородные и кислородные соединения. Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Химия элементов 5 А группы: В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi . Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5 . Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы - азот и фосфор - типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут - типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы - подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Распространенность в природе, минералы. Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 N (0,365% массы).Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов.Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии.

Водородные и кислородные соединения.1)Для азота известны оксиды , отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда. Молекула азотной кислоты HNO 3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота. Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак.2)Соединения фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород, или фосфин PH 3 (бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом, воспламеняется на воздухе). У фосфора несколько оксидов: оксид фосфора (III) P 2 O 3 (белое кристаллическое вещество, образуется при медленном окислении фосфора в условиях недостатка кислорода, ядовит) и оксид фосфора (V) P 2 O 5 (образуется из P 2 O 3 при его нагревании, растворим в воде с образованием фосфористой кислоты средней силы) наиболее важные. Наиболее характерный свойством второго является гигроскопичность (поглощение паров воды из воздуха), при этом он расплывается аморфную массу HPO 3 . При кипячении P 2 O 5 образуется фосфорная кислота H 3 PO 4 (белое кристаллическое вещество, расплывается на воздухе, t пл =42,35 о С,не ядовита, растворима в воде, электролит, получают, окисляя 32%-ую азотную кислоту). Фосфаты почти всех металлов (кроме щелочных) нерастворимы в воде. Дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде.

Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 ,P 2 O 3, P 2 O 5, P 2 O 3,As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Вi2О3, Вi2О5, Вi(ОН)3.

Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Азот, нахождение в природе. Соединение с водородом,галогенами, кислородом. Аммиак, получение, свойства и его соли. Азотоводородная кислота, соли азиды. Амиды, имиды и нитриды металлов.Биологическая роль азота.

Азо́т - 1s 2 2s 2 2p 3. Элемент 15-й группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером7. Обозначается символом N . Простое вещество азот - достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N 2), из которого на три четверти состоит земная атмосфера.

Нахождение в природе: В большой части азот находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78, 2 % (об.) азота. Над одним квадратным километром земной поверхности в воздухе находиться 8 млн. т азота. Общее содержание его в земной коре оценивается величиной порядка 0.03 мол. доли, % . Азот входит в состав сложных органических соединений- белков, которые входят в состав всех живых организмов. В результате отмирания последних и тления их останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных условиях, (главным образом - отсутствие влаги) могут накапливаться. Именно такого происхождения, по – видимому, залежи NaNO3в Чили, имеющие некоторое промышленное значение в производстве связанного азота, то есть в виде соединений. Также в природе встречается такой минерал, как индийская селитра K NO3 . По словам известного советского микробиолога В. Л. Омелянского, «азот более драгоценен с общебиологической точки зрения, чем самые редкие из благородных металлов».

Соединение с водородом,галогенами, кислородом:1) Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.2) Азотная кислота HNO3 - сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н* и NO.3) С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF 3 , NCl 3 , NBr 3 и NI 3 , а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF 3).Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые - при хранении) на простые вещества. Так, NI 3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI 3 взрывается:2NI 3 = N 2 + 3I 2 . 4) Для азота известны окислы, по составу формально отвечающие всем валентностям от. единицы до пяти: N2 O – закись азота, NO – окись азота, N2 O3 – азотистый ангидрид, NO2 – двуокись азота, N2 O5 – азотный ангидрид.

Аммиак, получение, свойства и его соли.Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.

Получение аммиака

1) В промышленности получение аммиака связано с прямым его синтезом из простых веществ. Как уже отмечалось, источником азота служит воздух, а водород получают из воды.3H 2 + N 2 -> 2NH 3 + Q .2) Получение аммиака в лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH 4 Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак.2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 -> CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O.

Свойства аммиака: 1)присоединяет протон, образуя ион аммония:

2) Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

3) Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

4) Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

5) 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:

6) Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

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

Соли аммиака: Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак.
NH 4 Cl + KOH -> KCl + NH 3 + H 2 O
При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония . Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 -> BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 -> 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются
NH 4 Cl -> NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 -> N 2 + 2H 2 O
Последняя химическая реакция - разложение нитрита аммония - используется в химических лабораториях для получения чистого азота.

Азотоводородная кислота, соли азиды. Азо́тистоводоро́дная кислота́ , азоими́д , HN 3 - кислота, соединение азота с водородом. Бесцветная, летучая, чрезвычайно взрывоопасная (взрывается при нагреве, ударе или трении) жидкость с резким запахом. Очень токсична. Её хорошо растворимые соли тоже очень ядовиты. Механизм токсичности аналогичен цианидам (блокирование цитохромов). Азиды- химические соединения, содержащие одну или несколько групп - N 3 , производные азотистоводородной кислоты (См.Азотистоводородная кислота) HN 3 . К неорганическим А. относятся соли HN 3 [например, А. натрия NaN 3 , А. свинца Pb(N 3) 2 ], галогеназиды (например, хлоразид CIN 3) и др. Большинство неорганических А. взрывается при лёгком ударе или трении даже во влажном состоянии; таков, например, Азид свинца, применяющийся как инициирующее взрывчатое вещество. Исключение составляют NaN 3 и др. соли щелочных и щёлочноземельных металлов. Исходным материалом для получения др. солей HN 3 , а также самой кислоты обычно служит А. натрия, получаемый пропусканием закиси азота через расплавленный амид натрия: NaNH 2 + ON 2 = NaN 3 +H 2 O. Все органические А., алкильные и арильные (общей формулы RN 3) или ацильные ( 2)N 3 .

Амиды, имиды и нитриды металлов.

Амиды металлов MeNH 2 - соединения, содержащие ионы NH 2 − . Амиды являются аналогами гидроксидов, но являются более сильными основаниями. Некоторые амиды растворяются в аммиаке, причем амид растворим в аммиаке так же, как и гидроксид этого металла в воде. Аммиачные растворы амидов проводят электрический ток.В амиде один или два атома водорода могут быть замещены на органические радикалы, как, например, в диизопропиламиде лития LiN(C 3 H 7) 2

ИМИДЫ МЕТАЛЛОВ -соед. общей ф-лы М2/nNН, где п - степень окисления металла М. Легко гидролизуются водой, образуя гидроксид металла и NH3. При нагр. переходят в нитриды металлов или разлагаются на своб. металл, N2 и Н2. Получают имиды металлов нагреванием амидов металлов в вакууме при 400-600 °С. Известно небольшое число имидов металлов. Наиб. изучен имид лития Li2NH, к-рый существует в двух кристаллич. модификациях; до 83 °С устойчива форма с тетрагон. решеткой (а = 0,987 нм, b = 0,970 нм, с = 0,983 нм, z = 16; плотн. 1,20 г/см3), выше 83°С - с кристаллич. решеткой типа антифлюорита (плотн. 1,48 г/см3). Получено множество орг. производных имидов металлов, в к-рых атом водорода замещен на орг. pадикал. П. И.Чукуров.
Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiN x ;Na 3 N;Ca 3 N 2 ;Zn 3 N 2 ; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH 3 , BN, Si 3 N 4).

Соединения азота с металлами чаще всего являются тугоплавкими и устойчивыми при высоких температурах веществами, например, эльбор. Нитридные покрытия придают изделиям твёрдость, коррозионную стойкость; находят применение в энергетике, космической технике.

Биологическая роль азота. Ч истый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой-либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.

Получение.

Качественный анализ.

Аналитические реакции на катион натрия.