Читать онлайн «Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ». Страница 19

Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.

Уравнения важнейших реакций:

Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO4)2. Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно-фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо-синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу [Cr(Н2O)6]3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион Cr3+ – восстановление до Cr2+ или окисление до желтого CrO42-.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:

Сульфат марганца (II) MnSO4. Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO4 5Н2O – красно-розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло-розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу [Mn(Н2O)6]2+; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.

Качественные реакции на ион Mn2+ – конмутация с ионом MnO4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn2+ до MnO4 и появление фиолетовой окраски.

Применяется для получения Mn, MnO2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

2MnO2 + 2H2SO4 (конц.) = 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O (100 °C)

Сульфат железа (II) FeSO4. 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(NH4)2(SO4)2 6Н2O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑

FeCO3 + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + CO2↑ + H2O

Азот – элемент 2-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [2He]2s22p3, характерные степени окисления 0, -III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние Nv считается 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 NH4+ и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот N2. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ-связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O2).

Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O2. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н2O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li3N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:

N2 + 3Mg = Mg3N2 (800 °C)

В электрическом разряде N2 реагирует 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/F2O3/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 N2 и Н2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N-IIIH4NIIIO2(т) = N20 + 2H2O (60–70 °C)

NH4Cl(p) + KNO2(p) = N20↑ + KCl + 2H2O (100 °C)

Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

Аммиак NH3. Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)3)] (sр3-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH3 донорной пары электронов на sр3-гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH4+. 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 Н2O 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 НI) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2.

Промежуточный продукт при синтезе HNO3 и 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 промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиака NH3 Н2O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH3 и Н2O, связанные слабой водородной связью H3N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH4- и анион ОН-). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет NIII) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.