Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал Волгоградского государственного медицинского университета

Режим работы и обучения
Студенту
Информация для студентов очной и заочной формы обучения
Центр дополнительного образования и профориентационной работы
        
Факультет последипломного образования
Информация о вузе
Информация о ПМФИ
Виртуальный кабинет психологической помощи

О приеме заявлений о зачислении в порядке перевода от граждан РФ, Украины, Донецкой и Луганской народных республик

Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал ФГБОУ ВO ВолгГМУ Минздрава России осуществляет прием заявлений о зачислении в порядке перевода от граждан Российской Федерации, а также от граждан Украины, Донецкой и Луганской народных республик, вынужденно покинувших территорию республик и прибывших на территорию Российской Федерации, изъявивших желание перевестись для обучения в ПМФИ.


Перевод осуществляется на программы, реализуемые в ПМФИ, в соответствии с действующим законодательством, Положениями и Уставом ВолгГМУ.
Заявления о переводе принимаются ежедневно с 9:00 до 17:00 (выходные дни: суббота, воскресенье).
Ответственные сотрудники за прием заявлений о переводе:


ЧАХИРОВА Виктория Анатольевна, начальник учебного отдела
Тел. +7 (906) 460-09-80
e-mail: [email protected]

Дирекция ПМФИ

Центр дополнительного образования и профориентационной работы
Повышение квалификации
  • Для педагогических работников
Профессиональная переподготовка
  • Для педагогических работников

 

ПМФИ в: Youtube   Instagram   Вконтакте

 

Юбилей ПМФИ — 75

  

СЛОВО ДИРЕКТОРА


О ВУЗЕ

Пятигорский медико-фармацевтический институт, как правопреемник Пятигорской государственной фармацевтической академии, является признанным лидером фармацевтического образования России.

Авторитет вуза признан не только в России, но и за её пределами.

Ахвердова Ольга Альбертовна
Директор, доктор психологических наук, кандидат медицинских наук

Подробнее о вузе

Виртуальный кабинет психологической помощи


Очные психологические консультации (с использованием дистанционных технологий)

Время работы: пятница с 18:00 — 20:00 (платформа VooVMeeting)

Психолог invites you to a meeting on VooVMeeting

Meeting Topic: Психологическая служба

Meeting Time: 2022/3/18 17:00-19:00  (GMT+03:00) Moscow Standard Time — Moscow Recurrence:Every Fri

Click the link to join the meeting or to add it to your meeting list: https://voovmeeting.com/dm/9LrpICRwUcOT

#VooVMeeting: 818-0338-2767 Meeting Password: 12345

Attendees: Психолог

Заочные психологические консультации
e-mail: ovz@pmedpharm. ru

Подробнее

Дополнительное профессиональное образование медицинских и фармацевтических специалистов

Все программы разработаны в соответствии с требованиями профессиональных стандартов, нормативной базой министерства здравоохранения и министерства образования Российской Федерации.

Для специалистов с высшим и средним профессиональным фармацевтическим и медицинским образованием:

  1. Провизоров;
  2. Фармацевтов;
  3. Врачей;
  4. Среднего медицинского персонала;

Больше информации

Новости

Читать все

В ПМФИ состоялось собрание полуфиналистов Олимпиады «Я-профессионал»

2 марта 2023

Современные тренды и прогнозы развития искусственного интеллекта

2 марта 2023

Первенство города Пятигорска по гиревому спорту

28 февраля 2023

Студенты ПМФИ приняли участие в международном брифинге

28 февраля 2023

В ПМФИ прошёл концерт, посвящённый 23 февраля

22 февраля 2023

Директор ПМФИ поздравляет сотрудников с 23 февраля

22 февраля 2023

Расписание он-лайн

Уточните курс и группу для просмотра актуального расписания.

Посмотреть расписание

Материалы

Доступ к методическим,
консультационным и справочным
материалам, лекциям, тестовым
заданиям.

Узнать больше

Галерея Посмотреть фотографии

Кафедры и подразделения

Учебный процесс в вузе осуществляется на 27 кафедрах
и в 41 подразделении.

Узнать больше

Сайт олимпиады ЖМИ здесь и участвуй!

ПМФИ — Соорганизатор направления «Фармация», материалы

Главный корпус ПМФИ —
Пятигорского филиала ФГБОУ ВО ВолгГМУ
Минздрава России

 

Объявления

Важно

Летняя онлайн языковая школа в Центре мировых языков и культур

26 мая 2022

Важно

Летняя профильная школа Юного провизора Пятигорского медико-фармацевтического института начнет свою работу в июне

23 мая 2022

Важно

Собеседование на восстановление по специальности «Фармация», «Стоматология», «Лечебное дело», «Медицинская биохимия», будет проходить 30 августа 2021 г.

на кафедрах

6 июля 2021

Читать все

Согласно Приказу Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации № 434 от 28 апреля 2012 года 1 октября 2012 года завершилась реорганизация государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации и государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Пятигорская государственная фармацевтическая академия» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации в форме присоединения второго учреждения к первому с последующим образованием на основе присоединённого учреждения обособленного подразделения (филиала).

Определено, что полное наименование филиала вуза (бывшей Пятигорской государственной фармацевтической академии), с учетом разделения Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации на два министерства, следующее:

Пятигорский филиал государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации

Сокращённое наименование: «Пятигорский филиал ГБОУ ВПО ВолгГМУ Минздрава России».

Согласно Приказу Министерства здравоохранения Российской Федерации № 51 от 04 февраля 2013 года указаны изменения, которые вносятся в устав государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации.

В пункте 1.10 абзацы третий и четвёртый изложить в следующей редакции:

«полное наименование: Пятигорский медико-фармацевтический институт — филиал государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации»,

сокращённое наименование:

«Пятигорский медико-фармацевтический институт — филиал ГБОУ ВПО ВолгГМУ Минздрава России».

Переименование произведено с 14.03.2013.

В соответствии с приказом по Университету от «15» июля 2016  г. №1029-КМ «О введение в действие новой редакции Устава и изменении наименования Университета» с 13.07.2016 г. в связи с переименованием Университета  считать:

— полным наименованием Университета: федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации;

— сокращенным наименованием Университета: ФГБОУ ВО ВолгГМУ Минздрава России;

— полным наименованием филиала Университета: Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации;

— сокращенным наименованием филиала Университета: Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал ФГБОУ ВО ВолгГМУ Минздрава России.

Переименование произведено с 13. 07.2016.

Узнать больше о вузе

Противодействие коррупции

     Платежные реквизиты вуза     

Соединения азота. Окислительно-восстановительные реакции Взаимодействие металлов с серной кислотой

Рассмотрим степени окисления всех элементов в азотной кислоте. Кислород в сложных соединениях почти всегда находится в степени окисления -2 (за исключением пероксидов, надоксидов, фторида кислорода и т.д.). Атом водорода, который обязательно входит в состав протонных кислот, имеет степень окисления +1. Чтобы определить степень окисления атома азота, необходимо решить простое уравнение. Пусть х — степень окисления азота, тогда, по принципу электронейтральности молекулы, 1 + х + 3 * (-2) = 0, откуда х = 5. Ответ: степени окисления элементов в азотной кислоте равны +1, +5, -2 для водорода, азота и кислорода соответственно.

В данном задании вам необходимо определить степень окисления следующего соединения:

Определите последовательность выполнения данного задания

  • Запишите что означает степень окисления;
  • Определите степень окисления азотной кислоты;
  • Запишите описание.

Степень окисления в данном соединении следующая

Степень окисления — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно — восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.

Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху.

Степень окисления азотной кислоты следующая:

HNO3 — степень окисления водорода + 1, степень окисления азота + 5, степень окисления кислорода — 2.

При обычных условиях азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость (плотность 1,52 г/см 3), кипящую при 82,6 o C, а при температуре (-41,6 o C) затвердевающую в прозрачную кристаллическую массу. Брутто-формула — HNO 3 . Молярная масса — 93 г/моль. Строение молекулы азотной кислоты приведено на рис. 1.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Является сильным электролитом, т.е. в водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы. В ОВР проявляет себя в роли окислителя.

Рис. 1. Строение молекулы азотной кислоты с указанием валентных углов между связями и длин химических связей.

HNO3, степени окисления элементов в ней

Чтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав азотной кислоты, сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна.

Степени окисления водорода и кислорода в составе неорганических кислот всегда равны (+1) и (-2) соответственно. Для нахождения степени окисления азота примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:

(+1) + х + 3×(-2) = 0;

1 + х — 6 = 0;

Значит степень окисления азота в азотной кислоте равна (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Суть метода электронного баланса заключается в:

  • Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
  • Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется — не принимаются во внимание
  • Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась — составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
  • Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
  • Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.

Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .

Задача .
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Решение .
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.


Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов .

Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 — (+1) — (-2)*3 = +5

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

0 — (+1) — (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .

Шаг 3 . Запишем их отдельно в виде электронного баланса — какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась — в данном расчете не участвуют )

Ag 0 — 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента «3» для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O


Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

Пример «б»

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 — 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Соединения со степенью окисления –3. Соединения азота в степени окисления -3 представлены аммиаком и нитридами металлов.

Аммиак — NH 3 — бесцветный газ с характерным резким запахом. Молекула аммиака имеет геометрию тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Атомные орбитали азота находятся в sp 3 -гибридном состоянии. Три орбитали задействованы в образовании связей азот-водород, а четвертая орбиталь содержит неподеленную электронную пару, молекула имеет пирамидальную форму. Отталкивающее действие неподеленной пары электронов приводит к уменьшению валентного угла от ожидаемого 109,5 до 107,3 °.

При температуре -33,4 °С аммиак конденсируется, образуя жидкость с очень высокой теплотой испарения, что позволяет использовать его в качестве хладагента в промышленных холодильных установках.

Наличие у атома азота неподеленной электронной пары позволяет ему образовать еще одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом в кислой среде происходит образование молекулярного катиона аммония — NH 4 + . Образование четвертой ковалентной связи приводит к выравниванию валентных углов (109,5 °) за счет равномерного отталкивания атомов водорода.

Жидкий аммиак хороший самоионизирующийся растворитель:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 —

амид-анион

В нем растворяются щелочные и щелочноземельные металлы, образуя окрашенные токопроводящие растворы. В присутствии катализатора (FeCl 3) растворенный металл реагирует с аммиаком c выделением водорода и образованием амида, например:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2 ­

амид натрия

Аммиак очень хорошо растворим в воде (при 20 °С в одном объеме воды растворяется около 700 объемов аммиака). В водных растворах проявляет свойства слабого основания.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH —

= 1,85·10 -5

В атмосфере кислорода аммиак горит с образованием азота, на платиновом катализаторе аммиак окисляется до оксида азота(II):

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Как основание аммиак реагирует с кислотами, образуя соли катиона аммония, например:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Соли аммония хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы. В кристаллическом состоянии термически нестойки. Состав продуктов термолиза зависит от свойств кислоты, образующей соль:

NH 4 Cl ® NH 3 ­ + HCl­; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 ­ + (NH 4)HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

При действии на водные растворы солей аммония щелочей при нагревании выделяется аммиак, что позволяет использовать данную реакцию как качественную на соли аммония и как лабораторный метод получения аммиака.

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 ­ + H 2 О

В промышленности аммиак получают прямым синтезом.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Поскольку реакция сильно обратима, синтез ведут при повышенном давлении (до 100 мПа). Для ускорения процесс проводят в присутствии катализатора (губчатое железо, промотированное добавками) и при температуре около 500 °С.

Нитриды образуются в результате реакций многих металлов и неметаллов с азотом. Свойства нитридов закономерно изменяются в периоде. Например, для элементов третьего периода:

Нитриды s-элементов I и II групп представляют собой кристаллические солеподобные вещества, легко разлагающиеся водой с образованием аммиака.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Из нитридов галогенов в свободном состоянии выделен только Cl 3 N, кислотный характер проявляется в реакции с водой:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3

Взаимодействие нитридов разной природы приводит к образованию смешанных нитридов:

Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2 ; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

нитридоалюминат нитридогерманат(IV) лития

Нитриды ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 – твердые полимерные вещества с высокими температурами плавления (2000-3000 °С), они полупроводники или диэлектрики. Нитриды d-металлов — кристаллические соединения переменного состава (бертолиды), очень твердые, тугоплавкие и химически устойчивые, проявляют металлические свойства: металлический блеск, электропроводность.

Соединения со степенью окисления –2. Гидразин — N 2 H 4 — наиболее важное неорганическое соединение азота в степени окисления -2.

Гидразин представляет собой бесцветную жидкость, с температурой кипения 113,5 °С, дымящуюся на воздухе. Пары гидразина чрезвычайно ядовиты и образуют с воздухом взрывообразные смеси. Получают гидразин, окисляя аммиак гипохлоритом натрия:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Гидразин смешивается с водой в любых соотношениях и в растворе ведет себя как слабое двухкислотное основание, образуя два ряда солей.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH — , K b = 9,3×10 -7 ;

катион гидрозония

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH — , K b = 8,5×10 -15 ;

катион дигидрозония

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

хлорид гидрозония дихлорид дигидрозония

Гидразин сильнейший восстановитель:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Несимметричный диметилгидразин (гептил) широко применяется в качестве ракетного топлива.

Соединения со степенью окисления –1. Гидроксиламин — NH 2 OH — основное неорганическое соединение азота в степени окисления -1.

Получают гидроксиламин восстановлением азотной кислоты водородом в момент выделения при электролизе:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

Это бесцветное кристаллическое вещество (т.пл. 33 °С), хорошо растворимое в воде, в которой проявляет свойства слабого основания. С кислотами дает соли гидроксиламмония – устойчивые бесцветные вещества, растворимые в воде.

NH 2 OH + H 2 O + + OH — , K b = 2×10 -8

ион гидроксиламмония

Атом азота в молекуле NH 2 OН проявляет промежуточную степень окисления (между -3 и +5) поэтому гидроксиламин может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

восстановитель

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

окислитель

NH 2 OН легко разлагается при нагревании, подвергаясь диспропорционированию:

3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Соединения со степенью окисления +1. Оксид азота(I) — N 2 O (закись азота, веселящий газ). Строение его молекулы можно передать резонансом двух валентных схем, которые показывают, что рассматривать это соединение как оксид азота(I) можно только формально, реально это оксонитрид азота(V) — ON +5 N -3 .

N 2 O — бесцветный газ со слабым приятным запахом. В малых концентрациях вызывает приступы безудержного веселья, в больших дозах оказывает общее анестезирующее действие. Смесь закиси азота (80%) и кислорода (20%) использовалась в медицине для наркоза.

В лабораторных условиях оксид азота(I) можно получить разложением нитрата аммония. N 2 O, полученный данным методом, содержит примеси высших оксидов азота, которые чрезвычайно токсичны!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

По химическим свойствам оксид азота(I) типичный несолеобразующий оксид, с водой, кислотами и щелочами не реагирует. При нагревании разлагается с образованием кислорода и азота. По этой причине N 2 O может выступать в роли окислителя, например:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

Соединения со степенью окисления +2. Оксид азота(II) — NO — бесцветный газ, чрезвычайно токсичен. На воздухе быстро окисляется кислородом с образованием не менее токсичного оксида азота(IV). В промышленности NO получают окислением аммиака на платиновом катализаторе или, пропуская воздух через электрическую дугу (3000-4000 °С).

4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO

Лабораторным методом получения оксида азота(II) является взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой.

3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO­ + 4H 2 O

Оксид азота(II) — несолеобразующий оксид, сильный восстановитель, легко реагирует с кислородом и галогенами.

2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

хлористый нитрозил

В то же время, при взаимодействии с сильными восстановителями NO выполняет функцию окислителя:

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Соединения со степенью окисления +3. Оксид азота(III) — N 2 O 3 — жидкость интенсивно синего цвета (т. кр. -100 °С). Устойчив только в жидком и твердом состоянии при низких температурах. По-видимому, существует в двух формах:

Получают оксид азота(III) совместной конденсацией паров NO и NO 2 . В жидкости и в парах диссоциирует.

NO 2 + NO N 2 O 3

По свойствам типичный кислотный оксид. Реагирует с водой, образуя азотистую кислоту, с щелочами образует соли — нитриты.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 ; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Азотистая кислота — кислота средней силы (K a = 1×10 -4). В чистом виде не выделена, в растворах существует в двух таутомерных формах (таутомеры — изомеры, находящиеся в динамическом равновесии).

нитрито-форма нитро-форма

Соли азотистой кислоты устойчивы. Нитрит-анион проявляет ярко выраженную окислительно-восстановительную двойственность. В зависимости от условий он может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя, например:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

окислитель

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

восстановитель

Азотистая кислота и нитриты склонны к диспропорционированию:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Соединения со степенью окисления +4. Оксид азота(IV) — NO 2 — бурый газ, с резким неприятным запахом. Чрезвычайно токсичен! В промышленности NO 2 получают окислением NO. Лабораторным методом получения NO 2 является взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой, а также термическое разложение нитрата свинца.

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Молекула NO 2 имеет один неспаренный электрон и является стабильным свободным радикалом, поэтому оксид азота легко димеризуется.

Процесс димеризации обратим и очень чувствителен к температуре:

парамагнитен, диамагнитен,

бурый бесцветен

Диоксид азота — кислотный оксид, взаимодействует с водой, образуя смесь азотной и азотистой кислоты (смешанный ангидрид).

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 ; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Соединения со степенью окисления +5. Оксид азота(V) — N 2 O 5 — белое кристаллическое вещество. Получается дегидратацией азотной кислоты или окислением оксида азота(IV) озоном:

2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3 ; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

В кристаллическом состоянии N 2 O 5 имеет солеподобное строение — + — , в парах (т.возг. 33 °С) — молекулярное.

N 2 O 5 — кислотный оксид — ангидрид азотной кислоты:

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

Азотная кислота — HNO 3 — бесцветная жидкость с температурой кипения 84,1 °С, при нагревании и на свету разлагается.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Примеси диоксида азота придают концентрированной азотной кислоте желто-бурую окраску. С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях и является одной из сильнейших минеральных кислот, в растворе нацело диссоциирует.

Строение молекулы азотной кислоты описывается следующими структурными формулами:

Сложности с написанием структурной формулы HNO 3 вызваны тем обстоятельством, что, проявляя в данном соединении степень окисления +5, азот, как элемент второго периода, может образовать только четыре ковалентные связи.

Азотная кислота — один из сильнейших окислителей. Глубина ее восстановления зависит от многих факторов: концентрация, температура, восстановитель. Обычно при окислении азотной кислотой образуется смесь продуктов восстановления:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Превалирующим продуктом окисления концентрированной азотной кислотой неметаллов и неактивных металлов является оксид азота(IV):

I 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо и алюминий. Алюминий пассивируется даже разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота любой концентрации не действует на золото, платину, тантал, родий и иридий. Золото и платина растворяется в царской водке — смеси концентрированной азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Сильное окисляющее действие царской водки обусловлено образование атомарного хлора при распаде хлористого нитрозила — продукта взаимодействия азотной кислоты с хлороводородом.

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Эффективным растворителем малоактивных металлов является смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами восстанавливается преимущественно до оксида азота(II), например:

3P + 5HNO 3 (разб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO­;

3Pb + 8HNO 3 (разб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO­ + 4H 2 O

Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3 , например,

4Zn + 10HNO 3 (разб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Основная масса азотной кислоты идет на производство удобрений и взрывчатых веществ.

Получают азотную кислоту в промышленности контактным или дуговым способом, которые отличаются первой стадией — получением оксида азота(II). Дуговой способ основан на получении NO при пропускании воздуха через электрическую дугу. В контактном способе NO получают окислением аммиака кислородом на платиновом катализаторе. Далее оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV) кислородом воздуха. Растворяя NO 2 в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту с концентрацией 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

При необходимости азотную кислоту концентрируют перегонкой с концентрированной серной кислотой. В лаборатории 100 %-ную азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия при нагревании.

NaNO 3 (кр) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 ­ + NaHSO 4

Соли азотной кислоты — нитраты — хорошо растворимы в воде, термически неустойчивы. Разложение нитратов активных металлов (исключая литий), стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее магния, приводит к образованию нитритов. Например:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

При разложении нитратов лития, магния, а также нитратов металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов правее магния, вплоть до меди, выделяется смесь оксида азота(IV) и кислорода. Например:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нитраты металлов, расположенных в конце ряда активности, разлагаются до свободного металла:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Нитраты натрия, калия и аммония широко используются для производства пороха и взрывчатых веществ, а также в качестве азотных удобрений (селитры). В качестве удобрений используют также сульфат аммония, аммиачную воду и карбамид (мочевину) — полный амид угольной кислоты:

Азид водорода (динитридонитрат) — HN 3 (HNN 2) – бесцветная летучая жидкость (т.пл. –80 °С, т.кип. 37 °С) с резким запахом. Центральный атом азота находится в sp-гибридизации, степень окисления +5, соседние с ним атомы имеют степень окисления –3. Структура молекулы:

Водный раствор HN 3 – азотистоводородная кислота по силе близка к уксусной, K a = 2,6×10 -5 . В разбавленных растворах устойчива. Её получают взаимодействием гидразина и азотистой кислоты:

N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2 О

По окислительным свойствам HN 3 (HN +5 N 2) напоминает азотную кислоту. Так, если при взаимодействии металла с азотной кислотой образуются оксид азота(II) и вода, то с азотистоводородной кислотой – азот и аммиак. Например,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 ­ + NH 3

Смесь HN 3 и HCl ведет себя подобно царской водке. Соли азотистоводородной кислоты — азиды. Относительно устойчивы только азиды щелочных металлов, при температуре > 300 °С они разрушаются без взрыва. Остальные распадаются со взрывом при ударе или нагревании. Азид свинца используют в производстве детонаторов:

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0 ­

Исходным продуктом для получения азидов является NaN 3 , который образуется в результате реакции амида натрия и оксида азота(I):

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2.Фосфор

Фосфор представлен в природе одним изотопом — 31 Р, кларк фосфора равен 0,05 мол.%. Встречается в виде фосфатных минералов: Ca 3 (PO 4) 2 — фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) — апатиты. Входит в состав костей и зубов животных и человека, а также в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК) и аденозинфосфорных кислот (АТФ, АДФ и АМФ).

Получают фосфор восстановлением фосфорита коксом в присутствии диоксида кремния.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P­ + 5CO

Простое вещество — фосфор — образует несколько аллотропных модификаций, из которых основными являются белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор образуется при конденсации паров фосфора и представляет собой белое воскоподобное вещество (т.пл. 44 °С), нерастворимое в воде, растворимое в некоторых органических растворителях. Белый фосфор имеет молекулярное строение и состоит из тетраэдрических молекул P 4 .

Напряженность связей (валентный угол P-P-P составляет всего 60 °) обусловливает высокую реакционную способность и токсичность белого фосфора (смертельная доза около 0,1 г). Поскольку белый фосфор хорошо растворим в жирах, в качестве антидота при отравлении нельзя применять молоко. На воздухе белый фосфор самопроизвольно воспламеняется, поэтому хранят его в герметически упакованной химической посуде под слоем воды.

Красный фосфор имеет полимерное строение. Получается при нагревании белого фосфора или облучении его светом. В отличие от белого фосфора малореакционноспособен и нетоксичен. Однако остаточные количества белого фосфора могут придавать красному фосфору токсичность!

Черный фосфор получается при нагревании белого фосфора под давлением 120 тыс.атм. Имеет полимерное строение, обладает полупроводниковыми свойствами, химически устойчив и нетоксичен.

Химические свойства. Белый фосфор самопроизвольно окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре (окисление красного и черного фосфора идет при нагревании). Реакция протекает в два этапа и сопровождается свечением (хемилюминесценция).

2P + 3O 2 = 2P 2 O 3 ; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Ступенчато происходит также взаимодействие фосфора с серой и галогенами.

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

При взаимодействии с активными металлами фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды — соединения фосфора в степени окисления -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты) фосфор окисляется до фосфорной кислоты.

P + 5HNO 3 (конц) = H 3 PO 4 + 5NO 2 ­ + H 2 O

При кипячении с растворами щелочей белый фосфор диспропорционирует:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 ­ + 3KH 2 P +1 O 2

фосфин гипофосфит калия

Найдите степень окисления P в $Na{H_2}P{O_4}$.

Последняя обновленная дата: 26 февраля 2023

•

Общее представление: 209,3K

•

Просмотры сегодня: 5,94K

Ответ

Проверено

209,3K+ виды

HINT: 9003 }P{O_4}$ называется дигидрофосфатом натрия или монофосфатом натрия. Это соединение содержит натрий (Na), водород (H), фосфор (P) и кислород (O). Фосфор принадлежит к группе азота, и его атомный номер равен 15. Общая степень окисления натрия равна +1, кислорода равна -2, а водорода равна +1. Итак, используя степени окисления этих атомов, мы собираемся найти степень окисления фосфора.

Полный ответ: Нам дано найти степень окисления P в $Na{H_2}P{O_4}$.
Фосфор является неметаллом и относится к группе 17 th . Его атомный номер — 15.
Степень окисления, также известная как степень окисления, представляет собой общее количество электронов, которые атом либо теряет, либо приобретает для образования связи с другим атомом.
Степень окисления полного соединения всегда равна нулю, что означает, что соединение всегда должно быть нейтральным. Так что и здесь степень окисления $Na{H_2}P{O_4}$ равна нулю, а это означает, что сумма всех степеней окисления атомов, участвующих в образовании $Na{H_2}P{O_4}$, должна составлять нуль.
Мы знаем, что степень окисления натрия +1, водорода +1 и кислорода -2, и пусть степень окисления фосфора в $Na{H_2}P{O_4}$ равна x.
Тогда $1\left( { + 1} \right) + 2\left( { + 1} \right) + x + 4\left( { — 2} \right) = 0$, так как есть 2 атома водорода и 4 атома кислорода
$ \Rightarrow 1 + 2 + x — 8 = 0$
$ \Rightarrow x — 5 = 0$
$\следовательно x = + 5$

Следовательно, степень окисления фосфора в $Na{ H_2}P{O_4}$ равно +5.

Примечание: Фосфор имеет переменную валентность (+5, +3), поэтому его называют поливалентным неметаллом. Не путайте степень окисления с валентностью. Иногда валентность и степень окисления могут быть одинаковыми, а иногда могут различаться. Валентность — нет. электронов, присутствующих в самой внешней оболочке определенного элемента, тогда как степень окисления — нет. электронов, которые элемент потерял или приобрел при образовании определенного соединения.

Недавно обновленные страницы

В Индии по случаю бракосочетания фейерверк 12 класса химии JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba Sr Ca и Mg могут быть организованы 12 класса химии JEE_Main

Что из следующего имеет самый высокий электродный потенциал 12 класса химии JEE_Main

Что из нижеперечисленного является истинным пероксидом A rmSrmOrm2 класс 12 по химии JEE_Main

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом A 11 класс по химии JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды A Кальций 12 класса по химии JEE_Main

В Индии по случаю бракосочетания фейерверк 12 класса химии JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba Sr Ca и Mg могут быть организованы 12 класса химии JEE_Main

Что из следующего имеет самый высокий электродный потенциал 12 класса химии JEE_Main

Что из нижеперечисленного является истинным пероксидом A rmSrmOrm2 класс 12 по химии JEE_Main

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом A 11 класс по химии JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды A Кальций 12 класса по химии JEE_Main

Актуальные сомнения

Реакция натрия + аммиака | Na + Nh4 Balanced Equation

Амид натрия (NaNH 2 ) может быть получен реакцией натрия с газообразным аммиаком. Эта реакция помогает нам узнать важные факты о аммиак. Когда, натрий реагирует с аммиаком, образуется амид натрия и водород.



  • Автор: Хешан Нипуна, Последнее обновление: 30.08.2022


Na + NH

3 → NaNH 2 + H 2

Натрий реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида натрия и газообразный водород в качестве продуктов. Но обычно, сжиженный аммиак используется для получения содамида в этой реакции. Химическое уравнение получения содамида приведено ниже.

Na + NH 3 → NaNH 2 + H 2

Содамид называют амидом натрия и азанидом натрия.

Балансное уравнение газообразного аммиака и реакции натрия

Это окислительно-восстановительная реакция. Это уравнение можно легко сбалансировать с помощью методов контроля (вы можете попробовать окислительно-восстановительный потенциал). методы балансировки, если хотите).

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2

Изменение степени окисления

  1. Натрий окисляется из степени окисления 0 в степень окисления +1.
  2. Водород в аммиаке восстанавливается до степени окисления 0 из степени окисления +1.

Свойства о реакции аммиака и натрия

Из-за образования газообразного водорода могут возникнуть пожары. Также эта реакция говорит нам об особых свойствах газообразного аммиака.


Газообразный аммиак может вести себя как кислота

Аммиак известен в химии как основной газ. Но в этой реакции газообразный водород выделяется с реакцией натрия.

Обычно металлы выделяют газообразный водород при взаимодействии с кислотами, такими как натрий, и реакцией с разбавленной HCl. Это реакция аналогична реакции металл-кислота, потому что натрий является металлом, и в качестве продукта выделяется газообразный водород. Итак, аммиак должны иметь кислотные характеристики так же, как основные свойства, чтобы показать такую ​​​​реакцию.


Аммиак является окислителем (натрий окисляется)

Вследствие окисления натрия аммиак считается окислителем.

Об амиде натрия
  1. Амид натрия является сильным основанием.
  2. Амид натрия бурно реагирует с водой с образованием аммиака и гидроксида натрия.

Каковы правильные утверждения следующего.
  1. В этой реакции натрий выступает в роли восстановителя.
  2. Для проведения этой реакции следует использовать водный раствор аммиака
  3. Содамид проявляет кислотные свойства в воде.
  4. Атомы водорода в молекулах аммиака восстанавливаются.

В реакции газообразного натрия и аммиака. натрий окисляется. Следовательно, натрий ведет себя как восстановитель. Восстановление происходит в молекуле аммиака по мере образования газообразного водорода. Степень окисления водорода снижена с +1 до 0.

  • Следует использовать газообразный аммиак. Если вы используете водный раствор аммиака (гидроксид аммония), натрий реагирует с водой и образует гидроксид натрия.
  • Содамид является сильным основанием в воде.

    Вопросы


    Что верно из следующего о реакции натрия и аммиака?

    1. Это окислительно-восстановительная реакция, при которой аммиак окисляется до газообразного азота.
    2. Натрий окисляется и в качестве продукта получается нитрид натрия.
    3. Один продукт реакции дает сильный щелочной раствор при добавлении к воде.
    4. В продукте реакции атомы водорода содержатся только в газообразном водороде.

    Ответ 3.


    Продукт реакции натрия и аммиака реагирует с водой или только растворяется в воде?

    Содамид, продукт реакции натрия и аммиака, вступает в реакцию с водой с образованием гидроксида натрия и газообразного аммиака. Поэтому этот водный раствор должен иметь более высокое значение рН.

    натрия в водном растворе аммиака, что произойдет?

    Водный аммиак означает водный раствор гидроксида аммония. В присутствии воды все щелочные металлы реагируют с водой с образованием гидроксида металла и газообразного водорода.