Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Лидин Ростислав Александрович. Страница 26
Получение:
2MnO 2+ 2H 2SO 4(конц.) = 2 MnSO 4+ O 2^ + 2H 2O (100 °C)
Сульфат железа (II)FeSO 4.Оксосоль. Белый (гидрат светло-зеленый, техническое название железный купорос),гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.
Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2(SO 4) 26Н 2O ( соль Мора),более устойчивой к действию воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + H 2SO 4(разб.) = FeSO 4+ H 2^
FeCO 3+ H 2SO 4(разб.) = FeSO 4+ CO 2^ + H 2O
7.4. Неметаллы VA-группы
7.4.1. Азот. Аммиак
Азот– элемент 2-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2He]2s 22p 3, характерные степени окисления 0, -III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N vсчитается относительно устойчивым.
Шкала степеней окисления азота:
Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 +и его соли.
В природе – семнадцатыйпо химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
АзотN 2.Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ???-связью N ? N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).
Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.
При комнатной температуре N 2реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:
N 2+ 3Mg = Mg 3N 2(800 °C)
В электрическом разряде N 2реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:
Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2O 3/FeO, в лаборатории Pt):
В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %-ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2и Н 2возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.
Получениев промышленности– фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2= 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).
В лабораториинебольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:
N -IIIH 4N IIIO 2(т)= N 2 0+ 2H 2O (60–70 °C)
NH 4Cl (p)+ KNO 2(p)= N 2 0^ + KCl + 2H 2O (100 °C)
Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.
АммиакNH 3.Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3донорной пары электронов на sр 3-гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммонияNH 4 +. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.
Качественные реакции– образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2(NO 3) 2.
Промежуточный продукт при синтезе HNO 3и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: в лаборатории– вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):
или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленностиаммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.
Гидрат аммиакаNH 3Н 2O.Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3и Н 2O, связанные слабой водородной связью H 3N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 -и анион ОН -). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.