Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

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.