Главная страница
qrcode

Лекция № 10_Пниктогены_Азот, аммиак. Лекции 9 Соли h 2 so 4 сульфаты


НазваниеЛекции 9 Соли h 2 so 4 сульфаты
АнкорЛекция № 10 Пниктогены Азот, аммиак.doc
Дата17.03.2018
Размер223 Kb.
Формат файлаdoc
Имя файлаЛекция № 10_Пниктогены_Азот, аммиак.doc
ТипЛекции
#38747
Каталог

Окончание лекции № 9

Соли H2SO4 – СУЛЬФАТЫ

Большинство сульфатов (кроме PbSO4, SrSO4, BaSO4, CaSO4) растворимы, бесцветны.

Из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов:

Na2SO4·10H2O – глауберова соль

CaSO4·2H2O – гипс

CuSO4·5H2O – медный купорос
Сульфаты щелочных и щелочно-земельных металлов термически устойчивы.

Сульфаты менее активных металлов при нагревании разлагаются:

ZnSO4 t→ ZnO + SO3

Ag2SO4 t→ Ag2O + SO2 + O2

Гидросульфаты при нагревании превращаются в пиросульфаты, отщепляя молекулу воды:




пиросульфат натрия
NaHSO4 t→ степень окисления серы не меняется

Пиросульфаты при нагревании также разлагаются:

Na2S2O7 t→ Na2SO4 + SO3

ТИОСУЛЬФАТЫ




тиосульфат натрия
Тиосульфаты – это соли тиосерной кислоты H2S2O3. Нетоксичны.

Тиосерная кислота – бесцветная вязкая жидкость, не затвердевающая даже при очень низких температурах. Термически неустойчива. Быстро, но не мгновенно разлагается в воде.

Тиокислоты и тиосоли образуются при замещении атома кислорода на атом серы.

В молекуле тиосульфата степень окисления центрального атома серы – +4, бокового – 0.

ПОЛУЧЕНИЕ ТИОСУЛЬФАТОВ

1) Окисление дисульфидов кислородом

Na2S2 + O2→ Na2S2O3

2) Кипячение сульфитов с порошком серы

Na2SO3 + S → Na2S2O3
Саму тиосерную кислоту выделить не удается, т.к. она неустойчива и в момент образования разлагается:




тиосерная кислота

Тиосульфаты проявляют восстановительные свойства за счет дополнительного атома серы (=S0)

Na2S2O3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + HCl + S

Na2S2O3 + Cl2(изб.)+ H2O → NaHSO4 + HCl

Так удаляют излишки хлора при отбеливании тканей, поэтому тиосульфат натрия называют "Антихлор".

При действии более слабых окислителей образуются политионаты:

Na2S2O3 + J2 обесцвечивание коричневой окраски раствора йода

ПРИМЕНЕНИЕ ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ Na2S2O3

1. Фиксаж в фотографии;

2. В аналитической химии при йодометрическом титровании;

3. В горно-рудной промышленности для извлечения серебра и золота из руд и минералов;

4. В текстильной промышленности для удаления следов хлора после отбеливания и придания ткани прочности;

5. В пищевой промышленности как пищевая добавка Е539 (регулятор кислотности);

6. В медицине:

– как антидот при отравлениях ртутью, свинцом, мышьяком, цианидами, солями йода и брома,

– при детоксикации больных с алкогольными психозами;

– при лечении аллергических заболеваний, артрита и невралгии;

– при лечении кожных заболеваний (чесотка, псориаз).

ПНИКТОГЕНЫ

(гр. "пнигеин" – удушливый. По свойствам азота, который не поддерживает дыхание)

Элементы главной подгруппы V группы – N, P, As, Sb, Bi

История открытия

Азот (N) – "a zoos – неживой (гр.), nitrogenium – рождающий селитру (лат.)" – 1772 Г. Кавендиш (англ.) открыл азот, но никому не сообщил, кроме своего друга Дж. Пристли (англ.), поэтому первооткрывателем считается Д. Рутерфорд (англ.), который открыл азот независимо от Кавендиша в 1772 г.

Фосфор (P) – "несущий свет (гр.)" – 1669 Х. Бранд (англ.) получил перегонкой смеси мочи и глины.

1680 Р. Бойль получил аналогично. В 1772 году Шееле получил фосфор из костей.

Мышьяк (As) – "arsenik – мужское начало (гр.), мышиный яд (рус.)" – известен с II тыс. лет до н.э. в виде сплавов с медью. Неизвестно, когда получен металлический мышьяк.

Сурьма (Sb) – "stibi – грим, мазь (тюрк.), антимониум – против уединения (лат.)" – известна с III тыс. лет до н.э. В древности ее долгое время принимали за свинец.

Висмут (Bi) – "weisse materia – белая материя (нем.)" – известен с XV в. в Центральной Европе под разными названиями (демогоргон, глаура, нимфа, серое олово и т.д.). До XVIII в. висмут путали со свинцом, оловом и сурьмой. Лишь в XVIII в. Потт и Бергман предложили считать висмут простым веществом.

Распространение в земной коре

N0,04 %. 9 место по распространенности. В свободном состоянии N2 – в воздухе (78,8 % объемн.) – 4·1015 т в атмосфере. Селитры – KNO3, NaNO3, Ca(NO3)2 – залежи пластами на побережье Тихого и Индийского океанов. Входит в состав белковых молекул – все живые организмы содержат азот.

P0,09 %. В свободном состоянии не встречается. В виде минералов – фосфорит Ca3(PO4)2, апатит – 3Ca3(PO4)2·CaX2 (X = F, Cl, OH). В человеческом организме содержится 1 % фосфора – в костях (3Ca3(PO4)2·CaCO3·H2O), нуклеиновых кислотах (в составе АТФ), некоторых белках.

As5·10-4 %. В виде минералов – арсенопирит FeAsS, реальгар As4S4, аурипигмент As2S3.

Sb5·10-5 %. Немного в свободном состоянии. Sb2S3 – сурьмяный блеск.

Bi2·10-5 %. В виде минералов – висмутовый блеск Bi2S3, висмутовая охра Bi2O3.

Основные характеристики пниктогенов и их соединений

В ряду NPAsSbBi:

 Увеличивается радиус атома (т.к. растет число энергетических уровней), поэтому падают Энергия ионизации и Сродство к электрону (электроны меньше притягиваются к ядру, их проще оторвать);

 Электроотрицательность уменьшается. Азот – третий по электроотрицательности элемент после F и О;

 Металлические свойства возрастают, неметаллические убывают (электроны проще оторвать). N, P – типичные неметаллы, As, Sb – амфотерные элементы, Bi – металл;

 Окислительная способность падает, а восстановительная (у ионов Э3–) – возрастает (т.к. растет радиус атома и падает электроотрицательность, поэтому электроны сложнее принимать и проще отдавать);

 Водородные соединения ЭН3 – устойчивость падает (BiH3 разлагается уже при комнатной температуре), кислотные свойства возрастают (т.к. растет радиус атома, проще оторвать протон Н+);

 Высшие оксиды Э2О5 – устойчивость падает (т.к. радиус растет), кислотность падает (т.к. растут металлические свойства элемента), окислительная способность возрастает (т.к. падает устойчивость).

АЗОТ N2

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ N2

Структуру молекулы азота можно представить следующим образом:

На внешнем уровне атомов азота находится 5 электронов (2s22p3), из которых 3 неспарены. Они образуют тройную связь. Эта связь очень прочная. N2 – единственное газообразное вещество, молекулы которого связаны тройной связью.

Энергия связи 945 кДж/моль (494 для О=О и 242 для Сl–Cl). При 3000 °С распадается лишь 0,1 % молекул N2.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Азот – бесцветный газ без вкуса и запаха. Жидкий азот – бесцветная жидкость.

tкип = -196 °С, tпл = -210 °С. Плохо растворим в воде (0,015 V/1 V H2O при 20 °С) и органических жидкостях.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Из-за большой прочности тройной связи азот – малоактивное вещество. Он не горит и не поддерживает горение.

1) При обычной температуре взаимодействует только с литием

Li + N2 → Li3N нитрид лития

2) При повышенной температуре взаимодействует с активными металлами (Mg, Ca, Al, Ti) с образованием нитридов

Ca + N2 → Ca3N2

Al + N2 → AlN

Нитриды подвергаются гидролизу и взаимодействуют с кислотами:

Ca3N2 + H2O → Сa(OH)2 + NH3

AlN + HCl → AlCl3 + NH4Cl

3) Взаимодействует с водородом при повышенной температуре и в присутствии катализатора

N2 + H2 →← NH3 t = 450 °C, Kat = Fe + Al2O3

4) Взаимодействует с кислородом

N2 + O2 →← NO t = 3000–4000°C

5) С галогенами, кроме фтора, НЕ взаимодействует

N2 + F2 → NF3 фторид азота

ПОЛУЧЕНИЕ АЗОТА

В промышленности

Перегонкой жидкого воздуха при -190 °С

tкип2) = -183 °С – уже жидкий при данной температуре

tкип(N2)= -195,8 °С – все еще газообразный

При температуре -190 °С азот испаряется, а кислород остается. От примесей кислорода азот очищают, пропуская через нагретую медную сетку. Кислород связывается в CuO.

В лаборатории

1) Смешиванием растворов NH4Cl и NaNO2 при нагревании

NH4Cl + NaNO2 → NH4NO2 + NaCl

далее NH4NO2 t→ N2 + H2O

2) Окислением аммиака

NH3 + O2 → N2 + H2O

NH3 + CuO → N2 + Cu + H2O

3) Разложением азида натрия (так получают особо чистый азот)

NaN3 t→ Na + N2

4) Взаимодействием магния с очень разбавленной азотной кислотой

Mg + HNO3(разб) → Mg(NO3)2 + N2 + H2O

NH4NO2 t→ N2 + H2O

5) Разложением некоторых солей и оксидов

(NH4)2Cr2O7 t→ N2 + Cr2O3 + H2O

NH4NO2 t→ N2 + H2O

N2O t→ N2 + O2

6) Восстановлением N2O и NO

N2O + H2 → N2 + H2O

NO + C → N2 + CO2

ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТА

1. В синтезе аммиака, который далее идет на производство азотной кислоты;

2. Создание инертной среды в органических синтезах;

3. Азотирование поверхности стальных изделий, повышающее их твердость;

4. Жидкий азот – для поддержания низкой температуры.


АММИАК NH3

История открытия аммиака

Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 г. Джозефом Пристли (англ.). Он нагревал аммониак (NH4Cl) с гашеной известью (Ca(OH)2). Эту реакцию до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа. Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», т.к. водный раствор аммиака имел все признаки щелочи.

В 1784 г. французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «нашатырь» – от латинского названия нашатырной щелочи – sal ammoniac – «аммонова соль».

Название «аммиак» – это производное от старого «аммониак». В Древнем Египте жрецы храма Амон Ра для согревания ночью жгли верблюжий кизяк. При этом на стенах храма оседали белые кристаллики хлорида аммония. Это вещество получило название «аммонова соль».

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ NH3

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трех атомов водорода (связи N−H):



Неподеленная пара внешних электронов строго ориентирована в пространстве, за счет чего молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.



В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями:



ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

Аммиак – бесцветный газ легче воздуха с характерным резким запахом.

tкип = -33 °С, tпл = -78 °С. Очень хорошо растворяется в воде – лучше других газов (700 V/1 V H2O при 20 °С). Это объясняется образованием прочных водородных связей между аммиаком и водой.

Жидкий аммиак (бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет) хороший растворитель.

ЯДОВИТ!Поражает слизистые оболочки. При концентрации в воздухе 0,05 мг/л начинает проявлять раздражающее действие. У пострадавших может наблюдаться снижение слухового порога: даже не слишком громкие звуки становятся невыносимы и вызывают судороги. Смертельная доза – 150 мг/л·мин.

Взрывоопасен в смеси с воздухом. Из-за развитой системы водородных связей в жидком аммиаке при его испарении поглощается много тепла. Поэтому аммиак используют в холодильных установках.

10 %-й водный раствор аммиака – нашатырный спирт.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

В водных растворах аммиака устанавливается равновесие:

NH3 + H2O →← NH3·H2O →← +

Из-за наличия ОН-группы растворы аммиака имеют щелочную реакцию. NH4OH считается слабым основанием и существует только в водных растворах. Строго говоря, в растворах существуют только гидраты NH3·H2O.

I. Кислотно-основные реакции

Присоединяется к кислотам с образованием солей аммония

NH3 + HCl → NH4Cl и в растворе, и в газообразном состоянии

NH3 + H2SO4→ NH4HSO4 гидросульфат аммония

2NH3 + H2SO4→ (NH4)2SO4 сульфатаммония

II. Реакции замещения атома водорода менее характерны, чем кислотно-основные реакции

1) Замещение всех атомов водорода на металл

Al + NH3 t→ AlN + H2 чаще всего нитриды так и получают

Нитриды активных металлов разлагаются водой:

Mg3N2 + H2O → Mg(OH)2 + NH3

Нитриды малоактивных металлов устойчивы в воде. Это твердые вещества, устойчивые также к нагреванию.

2) Замещение одного или двух атомов водорода

Na + NH3 t→ NaNH2 + H2 амид натрия (замещен 1 атом водорода)

Амиды активных металлов разлагаются водой:

NaNH2 + H2O → NaOH + NH3

Na + NH3 t→ Na2NH + H2 имид натрия (замещено 2 атома водорода)

3) Замещение на галоген

NH3 + F2 → NH4F + NF3 фторид азота. Весьма устойчив

При действии хлора на раствор хлорида аммония образуется хлорид азота:

NH4Cl + Cl2 → HCl + NCl3

NCl3 – желтая маслянистая жидкость с резким запахом. При ударе или нагревании сильно взрывается:

NCl3 90 °C→ N2 + Cl2

При внесении кристаллов йода в раствор аммиака образуется черный осадок:

J2 + NH3 → NH4J + NH3·NJ3трийодид азота (в виде аддукта с аммиаком)

Трийодид во влажном виде сравнительно устойчив, но после удаления влаги при малейшем прикосновении разлагается со взрывом. Это единственное известное взрывчатое вещество, способное сдетонировать от альфа-излучения.

III. Реакции окисления

Аммиак – сильный восстановитель, так как азот находится в низшей степени окисления –

1) Окисление кислородом

NH3 + O2 → N2 + H2O в недостатке кислорода

NH3 + O2 t,Pt→ NO + H2O в избытке кислорода и в присутствии катализатора

2) Окисление галогенами

NH3 + Cl2 → NCl3 + NH4Cl

NH3 + Br2 → N2 + HBr бром окисляет менее интенсивно

3) Восстанавливает некоторые металлы из их оксидов

NH3 + CuO t→ N2 + Cu + H2O эта реакция применяется для удаления пленки оксидов при паянии

4) Частичное окисление

NH3 + NaOCl → NaCl + H2O + N2H4 гидразин

Гидразин NH2NH2 – бесцветная жидкость, tпл = 3 °С, tкип = 113 °С. Смешивается с водой в любых соотношениях. ЯДОВИТ. Является восстановителем (т.к. азот в нем находится в степени окисления -2)

N2H4 + O2 → N2 + H2O + Q используется как реактивное топливо

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой образуется азидоводородная кислота:

N2H4 + HNO2 → H2O + HN3

HN3 – бесцветная летучая жидкость с резким запахом. Пары азидоводородной кислоты очень ядовиты, растворы вызывают воспаления при попадании на кожу.

Безводная HN3 взрывается даже при сотрясании сосуда:

HN3 → H2 + N2 + Q

Соли этой кислоты – азиды – по растворимости похожи на галогениды. Азиды щелочных и щелочно-земельных металлов устойчивы к нагреванию. Азиды тяжелых металлов легко взрываются при ударе:

Pb(N3)2 → Pb + N2 азид свинца используется в качестве инициирующего взрывчатого вещества в детонаторах (вещества, взрыв которого вызывает мгновенный взрыв других менее чувствительных взрывчатых веществ).

ПОЛУЧЕНИЕ АММИАКА

В промышленности

Непосредственный синтез из элементов – объем производства – 150 млн тонн в год

N2 + H2 →← NH3 t = 450 °C, P= 30 Мпа, Kat = Fe + Al2O3

Процесс циркуляционный – непрореагировавшая смесь азота и водорода после сжижения аммиака снова подается в контактный аппарат

В лаборатории

1) Взаимодействием щелочи или гашеной извести с солью аммония – качественная реакция на катион

NH4Cl(тв) + Ca(OH)2(тв) → CaCl2 + NH3↑ + H2O

2) Гидролизом нитридов

Mg3N2 + H2O → Mg(OH)2 + NH3

ПРИМЕНЕНИЕ АММИАКА

1. Для производства азотной кислоты HNO3, аммиачной селитры NH4NO3, мочевины (карбамида) CO(NH2)2, соды по методу Сольве;

2. Аммиачная вода (25 %-й раствор аммиака в воде) и жидкий аммиак используют как удобрение;

3. В холодильной технике в качестве холодильного агента (R717) ;

4. 10 %-й раствор аммиака – нашатырный спирт применяют в медицине для выведения из обморочного состояния (дают вдыхать пары), для снятия сильного алкогольного опьянения путем индукции рвоты (3 капли на стакан воды внутрь), при укусах насекомых (в виде примочек);

5. Для получения синтетических волокон – найлона, капрона и др.;

6. В легкой промышленности при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка;

7. В производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода;

8. В сталелитейной промышленности для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость;

9. В быту раствор аммиака используется для выведения пятен.




перейти в каталог файлов


связь с админом