- •Уфимский государственный нефтяной технический университет
- •1 Теоретические основы общей химии
- •Химическая кинетика и равновесие
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •Гидролиз солей
- •Лабораторная работа
- •3.1 Окислительно-восстановительные
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •1.4 Комплексные соединения
- •Лабораторная работа
- •Опыт 2. Получение гидроксокомплексов
- •Контрольные вопросы
- •1.5 Коррозия металлов
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •2 Химия элементов
- •2.1 Подгруппа меДи
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •2.2 Алюминий
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •2.3 Азот
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •2.4 Сера
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •2.5 Галогены
- •Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •Список рекомендуемой литературы
- •Содержание
- •Редактор л.А. Матвеева
- •450062, Рб, г. Уфа, ул. Космонавтов,1.
Контрольные вопросы
1 Почему алюминий, являясь активным металлом, не реагирует с водой при обычных условиях?
2 Что такое пассивация металлов? Приведите примеры.
3 Может ли алюминий растворяться в водном растворе карбоната натрия? Объяснить.
4 Можно ли хранить кислые продукты в алюминиевой посуде? Объяснить.
5 Какие продукты образуются при сливании растворов нитрата алюминия и карбоната калия? Составить соответствующие уравнения реакций в молекулярном и молекулярно-ионном видах.
6 Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения следующих превращений:
Al Al2O3 AlCI3 Al(OH)3 K3[Al(OH)6] Al(NO3)
Al2O3
2.3 Азот
Азот — элемент V группы главной подгруппы периодической системы. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов в состоянии s2p3. Поэтому высшая степень окисления равна +5, низшая —3.
Атом азота имеет следующее электронное строение:
2s 2р
N 1s22s22p3
В атоме азота три неспаренных электрона, поэтому он может проявлять валентность, равную трем. Из-за отсутствия d-подуровня на внешнем уровне его 2s-электроны распариваться не могут. Но эти 2s-электроны могут образовывать четвертую связь по донорно-акцепторному механизму.
Азот — типичный неметалл, по электроотрицательности уступает лишь фтору и кислороду.
Азот — бесцветный газ, без запаха и вкуса, немного легче воздуха, очень мало растворим в воде. В обычных условиях N2 не способен вступать в соединения; исключение составляет литий, который медленно соединяется с азотом с образованием нитрида Li3N. При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды.
Из нитридов наибольшее значение имеет нитрид водорода — аммиак NH3. В лаборатории аммиак получают действием на соли аммония щелочей или нагреванием кристаллических солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 +2H2O.
Аммиак — бесцветный газ с резким раздражающим запахом, легче воздуха в 1,7 раза, очень хорошо растворим в воде
Аммиак обладает только восстановительными свойствами, что обусловлено степенью окисления азота. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Однако помимо гидратов аммиака образуются ионы аммония и гидроксид-ионы:
NH3 + HOH [NH4]+ + [ОН]-.
Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора. При взаимодействии их с ионами NH4 снова образуются молекулы NH3 и H2O, соединенные водородной связью; т. е. равновесие смещено влево, и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NH3. Но водный раствор аммиака обычно обозначают NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют диссоциацией молекул NH4OH:
NH4OH NH4+ + OH-.
Концентрация гидроксид-ионов в растворе аммиака мала, поэтому гидроксид аммония относится к слабым щелочам.
С кислородом азот образует, несколько оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5.
Оксид азота (I) N2O — бесцветный газ со слабым приятным запахом, тяжелее воздуха, мало растворим в воде, лучше — в спирте, при нагревании легко разлагается на азот и кислород:
2N2O = 2N2 + O2.
Оксид азота (II) N0 — бесцветный газ, ядовитый, немного тяжелее воздуха, малорастворим в воде, обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами.
Оксид азота (IV) NO2 — красновато-бурый, обладающий характерным запахом, очень ядовитый газ, NO2 является сильным окислителем, хорошо растворяется в воде, при этом образуются две кислоты — азотная и азотистая:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2.
Так как азотистая кислота неустойчива 2HNO2 = NO + NO2 + H2O, то практически взаимодействие идет по уравнению:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
В присутствии воздуха выделяющийся оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV). Поэтому весь NO2 может быть практически переведен в азотную кислоту:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3.
Оксид азота (III) N2O3, или азотистый ангидрид — темно-синяя жидкость. Очень нестоек, легко разлагается:
N2O3=NO + NO2.
При растворении оксида азота (III) в воде образуется азотистая кислота
N2O3 + H2O 2HNO2.
Азотистая кислота известна лишь в разбавленных водных растворах, относится к кислотам средней силы, проявляет окислительные и восстановительные свойства; в первом случае она восстанавливается обычно до NO, во втором — окисляется в азотную кислоту.
Соли азотистой кислоты — нитриты — ядовиты, термически более устойчивы, чем нитраты, хорошо растворимы в воде (кроме AgNO2).
Оксид азота (V) N2O5 — бесцветные, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Неустойчив, медленно распадается:
2N2O5 = 4NO2 + O2.
При растворении в воде образует азотную кислоту:
N2O5 + H2O = 2HNO3.
Безводная азотная кислота — бесцветная, дымящая жидкость с температурой кипения 86 °С. При обычной температуре азотная кислота под действием солнечного света частично разлагается:
4HNO3 = 4NO2 +2H2O + O2.
Растворяясь в азотной кислоте, диоксид азота окрашивает ее в желтый цвет. Чтобы избежать этого частичного разложения, азотную кислоту хранят в склянках из темного стекла. По приведенному выше уравнению азотная кислота разлагается при кипячении. Чем концентрированнее кислота и чем выше температура нагревания, тем быстрее идет ее разложение.
Азотная кислота является сильной кислотой и энергичным окислителем. По мере разбавления азотной кислоты ее окислительные свойства ослабляются, а кислотные усиливаются. Поэтому реакции многих металлов с разбавленной азотной кислотой протекают с вытеснением водорода, который расходуется на дальнейшее восстановление избытка азотной кислоты до смеси различных продуктов ее восстановления.
Степень восстановления азотной кислоты зависит от ее концентрации и активности восстановителя. Чем сильнее разбавлена азотная кислота, тем дальше идет ее восстановление.
Металлы, находящиеся в ряду напряжения после водорода, восстанавливают концентрированную азотную кислоту до NO2, а разбавленную — до NO. Более активные металлы (Zn, Mg, Ca и др.) восстанавливают концентрированную азотную кислоту до N2O, а сильно разбавленную — до NH3, который с избытком кислоты образует соли аммония.
Металлы средней активности (Fe, Ni, Sn и др.) взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой, восстанавливая ее до N0.
Такие металлы, как Аu, Pt, Jr, Rh, Nb, Та, W, с азотной кислотой не реагируют.
Чистое железо, алюминий и хром не растворяются в концентрированной азотной кислоте из-за пассивирования — образования на поверхности металла тонкой защитной пленки оксида.
Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот. Например:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO ;
В + 3HNO3 = Н3ВО3 + 3NO2 .
Она также взаимодействует с органическими соединениями. Нитрованием последних получают красители, взрывчатые вещества, лекарства.
Соли азотной кислоты — нитраты, твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, большинство из них — бесцветные, за исключением нитратов меди, никеля, кобальта и др.
Нитраты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения могут быть разными, в зависимости от положения металла соли в электрохимическом ряду напряжений. Соли металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния, при разложении образуют нитриты и кислород; от магния до меди — оксиды металла, NO2 и кислород; после меди — свободный металл, NO2 и кислород.