Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - [27]
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)>2 6Н>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>v 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 NH>4>+ и его соли.
В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Азот N>2. 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 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>2 реагирует 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>2 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/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>2 и Н>2 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) + O>2 = 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>-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.
Аммиак NH>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>3 донорной пары электронов на sр>3-гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH>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>3 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 NH>3 Н>2O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH
