氮和磷

第一册第五章氮和磷第四节氮的氧化物
共性: 氧化性. N
x O
y
+ yCu == yCu + x/2N
2
利用这个反应, 可测定氮的氧化物中氮和氧的质量比, 进而推断它的化学式.
1.NO和NO2的常见反应
NO与空气相遇立即被氧化为红棕色的NO
2
;
2NO + O
2 == 2NO
2
这是个放热反应, 但反应速率随温度变化很特殊, 在温度低时反应快, 温度高时却缓慢.
NO
2在常温下压缩或在常压下冷却,会有无色的N
2
O
4
生成:
2NO
2 == N
2
O
4
3NO
2 + H
2
O == 2HNO
3
+ NO
4NO
2 + O
2
+ 2H
2
O == 4HNO
3
4NO + 3O
2 +2H
2
O == 4HNO
3
NO + NO
2 + O
2
+ H
2
O == 2HNO
3
2.氮的氧化物对大气的污染
1. 污染对象:但的氧化物都是大气的污染物,常见的以NO和NO
2
为主.它们都能刺激和损害呼吸系统,也伤害植物的生长和发育. NO还易与血红蛋白结合,形成亚硝基血红蛋白而失去输氧能力.
NO
2
跟血红蛋白能生成硝基血红蛋白, 同样失去输氧功能. 所以,在空气中浓度大时, 会导致严重的伤害甚至死亡. 在低浓度NO、
NO
2的空气中时间过长时, 可因NO、NO
2
在肺中生成HNO
3
和HNO
2
而发生病变. NO和NO
2
在湿空气中产生的硝酸,对金属、机械、建筑物等都有明显的腐蚀作用. NO上升到臭氧层, 也会对臭氧层产生破坏作用.
2. 污染来源:污染大气的氮的氧化物, 主要来源是化工燃料(煤、石油)的燃烧废气. 如汽车尾气、喷气飞机尾气和火电厂废气等.
未经处理的硝酸厂和某些工厂的废气排放, 也会产生较高浓度的氮的氧化物.
3. 主要防污染发应: 伦敦和洛杉矶化学烟雾事件.
2CO + 2NO == N
2 + 2CO
2
6NO + 4NH
3 == 5N
2
+ 6H
2
O
6NO
2 + 8NH
3
== 7N
2
+ 12H
2
O
这些催化剂比较昂贵, 也容易被含铅汽油的排放物损害. 汽车没有处理废气的设备和使用含铅汽油是极不利于环境保护的.
第一册第五章氮和磷
硝酸
1.硝酸的性质:
1.物理性质:
1.纯硝酸是无色油状液体, 开盖时有烟雾, 挥发性酸.
2.M.p. -42℃, b.p. 83℃. 密度: 1.5 g/cm3, 与水任意比互溶.
3.常见硝酸a%= 63%-69.2% c= 14-16mol/L. 呈棕色(分析原因) 发烟
硝酸.
1.化学性质:
1.强腐蚀性: 能严重损伤金属、橡胶和肌肤, 因此不得用胶塞试剂瓶
盛放硝酸.
2.不稳定性: 光或热
4HNO
3 ===== 4NO
2
+ O
2
+ 2H
2
O
所以, 硝酸要避光保存.
3.强酸性: 在水溶液里完全电离, 具有酸的通性.
4.强氧化性: 浓度越大, 氧化性越强.
i.与金属反应:
[实验] 在两支试管里分别盛有铜片, 向两支试管理再分别加入浓硝酸和稀硝酸.
Cu + 4HNO
3(浓) == Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑+ 2H
2
O
3Cu + 8HNO
3(稀) == 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
Ag + 2HNO
3(浓) == AgNO
3
+ NO
2
↑+H
2
O
3Ag + 4HNO
3(稀) == 3AgNO
3
+ NO ↑+ 2H
2
O
硝酸能与除金、铂、钛等外的大多数金属反应.
通常浓硝酸与金属反应时生成NO
2
, 稀硝酸(<6mol/L)则生成NO.
钝化反应: 常温下浓硝酸可使铁、铝、铬(都可呈+3价金属化合物)表面形成具有保护性的氧化膜而钝化. 而稀硝酸则与它们反应.
Fe + 4HNO
3(稀) == Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
王水: 1体积浓硝酸与3体积浓盐酸的混合溶液.可溶解金、铂.
Au + HNO
3 + 4HCl == HauCl
4
+ NO + 2H
2
O
M + HNO
3(12∽14mol/L) ↗NO
2
为主.
M + HNO
3
(6∽8mol/L) ↗NO为主
M + HNO
3(约2mol/L)↗N
2
O为主, M较活泼.
M + HNO
3(<2mol/L) ↗NH
4
+为主(M活泼)
M + HNO
3还可能有H
2
产生(M活泼)
ii.与非金属反应: 浓硝酸; 需要加热.
C + 4HNO
3(浓) == CO
2
↑+ 4NO
2
↑ + 2H
2
O (实验演示)
H 2S + 8HNO
3
(浓) == H
2
SO
4
+ 8NO
2
↑ + 4H
2
O
3H
2S + 2HNO
3
(稀) == 3S + 2NO + 4H
2
O (冷)
SO
2 + 2HNO
3
(浓) == H
2
SO
4
+ 2NO
2
3SO
2 + 2HNO
3
(稀) + 2H
2
O == 3H
2
SO
4
+ 2NO
H 2S、SO
2
以及S2-、SO
3
2-都不能与硝酸共存.
iii.与有机物反应: 生成硝基化合物和硝酸酯.
用途: 军火工业、燃料工业、硝酸盐
(硝酸铵和制矿山用硝铵炸药)、硝酸
银.
1.硝酸的制法:
[设问] 生成硝酸的措施有哪些? 对比优缺点.(三种)
1.实验室制法: 微热
NaNO
3(s) + H
2
SO
4
(浓) == NaHSO
4
+ HNO
3
[讨论] 1. 反应温度
2. 反应装置:
3. 收集装置:
2.氨氧化法制硝酸:
4NH
3 + 5O
2
==== 4NO + 6H
2
O (氧化炉中)
2NO + O
2 == 2NO
2
(冷却器中)
3NO
2 + H
2
O = 2HNO
3
+ NO (吸收塔)
4NO
2 + O
2
+ 2H
2
O == 4HNO
3
(吸收塔)
过程: (1)先将液氨蒸发, 再将氨气与过量空气混合后通入装有铂、铑合金网的氧化炉中, 在800℃左右氨很快被氧化为NO. 该反应放热可使铂铑合金网(催化剂)保持赤热状态.
2.(2)由氧化炉里导出的NO和空气混合气在冷凝器中冷却, NO与O2
反应生成NO2.
(3) 再将NO
2
与空气的混合气通入吸收塔. 由塔顶喷淋水, 水流在塔内填充物迂回流下. 塔底导入的
NO
2
和空气的混合气, 它们在填充物上迂回向上. 这样气流与液流相逆而行使接触面增大, 便于气体吸
收.
从塔底流出的硝酸含量仅达50%, 不能直接用于军工、染料等工业, 必须将其制成98%以上的浓硝酸. 浓缩的方法主要是将稀硝酸与浓硫酸或硝酸镁混合后, 在较低温度下蒸馏而得到浓硝酸, 浓硫酸或硝酸镁在处理后再用.
尾气处理: 烧碱吸收氮的氧化物, 使其转化为有用的亚硝酸盐(有毒)即”工业盐”.
NO + NO
2 + 2NaOH == 2NaNO
2
+ H
2
O
1.硝酸盐:
特点: 外观美丽(由金属离子决定); KNO
3无色、Cu(NO
3
)
2
.6H
2
O宝
石蓝色.
水溶性好
有明显的氧化性, 稳定性不好.分解有氧气.
[实验] 1. KNO
3
的热分解:
2. 硝酸铜的热分解并检验气体.
2KNO
3 == 2KNO
2
+ O
2
2Cu(NO
3)
2
== 2CuO + 4NO
2
+ O
2
2AgNO
3 == 2Ag + 2NO
2
+ O
2
检验方法: 硝酸盐溶液经浓缩后, 加入浓硫酸和铜屑并加热, 可逸出红棕色气体.
磷及其化合物
1.磷单质:
1. 磷的物理性质:
游离态磷有白磷、红磷和黑磷三种同素异型体.
1.白磷: 分子是由四个磷原子构成的正四面体. 键角60°.
白色蜡状, 因常带有黄色, 有叫黄磷.
难溶于水, 易溶于非极性溶剂如CS2.
密度1.8 熔点44.1℃, 沸点280.5℃, 有剧毒
(0.1g∽0.06g致命)
着火点40℃ 所以少量的白磷保存在冷水
2.红磷: 复杂的大分子, 结构尚未完全清除, 但已知其结构中有磷原
子构成的环和链.
棕红色粉末
密度2.2 熔点590℃(43kPa) 基本无毒
常压下加热则升华为磷蒸汽, 遇冷凝结为白磷
难溶于水和二硫化碳等.
3.黑磷: 黑色有金属光泽的晶体, 它是用白磷在很高压强和较高温度
下转化而成的, 使用价值不大.
2. 化学性质:
磷在氧气中燃烧: 4P + 5O
2 == 2P
2
O
5
(白烟) (分析
P 2O
5
的分子结构) 对比白磷和红磷的着火点,.
磷在氯气中燃烧: 白色烟雾(PCl
3和PCl
5
)
PCl
3
是无色油状液体, 可制有机磷农药, 也是重要的化学试剂.
2P + 3Ca == Ca
3P
2
(△) 3Zn + 2P == Zn
3
P
2
(△)
3. 磷的用途:
(1) 制高纯度的磷酸(白磷)和农药
(2) 安全火柴: 火柴头: 硫、硫化锑、磷的硫化物
和氧化剂(KClO
3
)
侧面: 红磷、硫化锑和玻璃粉
原理:火柴头在侧面磨擦, 产生的热量把微量的红磷转化为白磷而立即燃烧, 点着火
柴头. 如果用合适的配料, 把火柴头制得很长, 就可制成防风火柴.
1.磷的氧化物
P 2O
3
+ 3H
2
O == 2H
3
PO
3
(亚磷酸, 二元酸)
P 2O
5
+ H
2
O == 2HPO
3
(偏磷酸, 有毒)
P 2O
5
+ 3H
2
O == 2H
3
PO
4
(磷酸, 三元酸,无毒 )
P 2O
5
是吸湿性很强的白色粉末, 是常用的强力干燥剂.
P 2O
3
和P
2
O
5
的分子结构: 分子式: P
4
O
6
和P
4
O
10
2.磷酸及其盐
磷酸是无色晶体, 易潮解. 商品磷酸是85%的水溶液, 呈无色粘稠状.
三元中强酸,分三步电离: H
3PO
4
== H+ + H
2
PO
4
-
H 2PO
4
- = H+ + HPO
4
2-
HPO
42- == H+ + PO
4
3-
与碱中和时, 根据碱的用量差异, 可得到不同的盐.(OH-和NH
3
) 高沸点非氧化性酸: 制取溴化氢和碘化氢.
H 3PO
4
(浓) + KI(固) == KH
2
PO
4
+ HI ↑
用途: 制化肥和提炼某些金属, 清凉饮料中加入无毒的磷酸作调味剂.
磷酸盐: 正盐 Ca
3(PO
4
)
2
难溶若将其施入土壤, 不能被植物吸收,
只有缓慢地在有机物腐败产生的酸
性环境下转化为二氢盐后, 才能被植物吸收.
一氢盐 CaHPO
4较难溶. 二氢盐 Ca(H
2
PO
4
)
2
可溶.
普钙: Ca(H
2PO
4
)
2
和CaSO
4
的混合物.
Ca
3(PO
4
)
2
+ 2H
2
SO
4
== 2CaSO
4
+ Ca(H
2
PO
4
)
2
重钙:重过磷酸钙 Ca(H
2PO
4
)
2
肥效
Ca
3(PO
4
)
2
+ 3H
3
PO
4
== 3Ca(H
2
PO
4
)
2
Ca
3(PO
4
)
2
+ 3H
2
SO
4
== 3CaSO
4
+ 2H
3
PO
4
(普通磷酸)
使用磷肥切忌与碱性物质混用. 否则会生成难溶的磷酸正盐, 损失肥效.
Ca(H
2PO
4
)
2
+ 2Ca(OH)
2
=== Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
2
O
有些洗衣粉里掺入磷酸钠作为辅助剂. 它们水解呈碱性有去污的能力和改善水质的作用. 但这种洗衣粉的废水流入水域会引起水中含磷过多, 杂藻滋生, 即富营养化而造成污染. 因此目前已禁止在洗涤剂和洗衣粉中使用磷酸钠类物质.
6.砷、砒霜和砷化镓
砷: 有三种同素异型体, 最稳定的是有金属光泽的灰砷. 另外两种如黑砷和黄砷. 都有毒.
与溶碱反应, 也能被浓硫酸和硝酸氧化. 在加热条件下砷与氧化
合生成As
2O
3
; 与硫化合成As
2
S
3.
砒霜: As
2O
3
(As
4
O
6
). 我国古代就知道的剧毒品.
白色粉末, 微溶于水, 致死量约0.1g.
砒霜用于毒害农田土壤中的有害小动物, 业用来制杀虫剂和含砷的药物.
误食砒霜者的胃液里残留的砒霜, 可用马许验砷法检出. 把胃液
残留物与锌、盐酸一起反应, 残留的As
2O
3
被还原, 生成AsH
3
(胂,
有毒),随氢气导出, 可以在管口处将其点燃, 在火焰上插入瓷片或蒸发皿, 使胂在缺氧条件下分解, 生成游离砷, 附着在瓷片上成为光亮的灰色砷镜.
砷化镓: GaAs. 黑灰色晶体, 熔点: 1238℃, 相当稳定.
是优良的半导体材料, 其性能比硅、锗更优越. 它的性能好且灵敏, 还具有‘双能谷导带’, 被誉为‘第三代半导体’. 可用于制备发光元件、半导体激发器、微波体较应器件、太阳能电池、高速集成电路等. 广泛用于计算机、雷达、人造卫星、宇宙飞船等尖端技术中.
用高纯度的砷跟镓作用, 即可制得砷化镓.。