Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

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

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]2s²2p³, 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 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^-IIIH₄N^IIIO_2(т) = N₂⁰ + 2H₂O (60–70 °C)

NH₄Cl_(p) + KNO_2(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 Н^I) 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.