Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ
.pdf
352 |
Химия элементов и их соединений |
Решение. Реакции а) и г) протекают как с разбавленной, так и с концентрированной H2SO4. Использование только H2SO4 (конц) необходимо в случаях б) и в).
Ответ: б) и в).
Реактивом на сулъфат-ион является водный раствор соли бария:
Ва2+ + SC)2-= BaSOj.
Осадок BaSO4 белого цвета, нерастворим в разбав ленных сильных кислотах (в отличие, например, от ВаСО3 и СаСО3).
Серная кислота — важнейший продукт химической про мышленности. Она используется в металлургии, для произ водства соляной и уксусной кислот, минеральных удобрений, синтетических волокон, моющих средств, красителей, средств защиты растений, лекарств, взрывчатых веществ, пластмасс, очистки нефтепродуктов и т. д. Медный и железный купорос применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, глауберову и горькую соль — в медицине как сла бительное, алебастр — как строительное вяжущее средство. Двойные сульфаты (квасцы) типа KA1(SO4)2 • 12Н?О или K,SO4 • A12(SO4)3 ■ 24Н2О применяются в кожевенной промыш ленности.
Для производства серной кислоты используют суль фидные руды (обычно пирит), серу, сероводород, гипс.
Уравнения реакций трехстадийного синтеза серной кис лоты из пирита:
1. Обжиг пирита:
4FeS2 + 11О2 = 2Fe,O3 + 8SO2t + Q.
2. Каталитическое окисление SO2 в SO3 (катализатор —
оксид ванадия(У) V2O5):
t, р, V2O5
2SO2 + О2 < |
' > 2SO3 + Q. |
354 |
Химия элементов и их соединений |
3) SO2 + 2H2S = 3S^ + 2Н2О
X,
Af(Xj) = M(S) = 32 г/моль; 4) H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO4
x2
M(X2) = M[(NH4)2SO4] = 132 г/моль;
5) (NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4C1 + BaSO4^
x3
7И(Х3) = M(BaSO4) = 233 г/моль.
Находим:
YM(X1 + X2 + X3) = 32 + 132 + 233 = 397 (г/моль).
Ответ: 397 г/моль.
Глава 14. Элементы УА-группы |
357 |
соединений: белки, нуклеиновые кислоты, чилийская NaNO3, индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3) селитры.
Элемент азот в природе представлен двумя стабильными нуклидами: 14N и I5N.
Непосредственно из воздуха азот усваивают только неко торые бактерии, в основном же растения получают азот из неорганических веществ в виде ионов NH+ и NO” В растени ях синтезируются белки, которые с пищей попадают в организм животных. Из организма человека и животных азот выводит ся в виде мочевины (NH,)9C0. При внесении в почву под влиянием микроорганизмов мочевина превращается в карбонат аммония и в таком виде усваивается растениями (см. 15.4).
Неорганические соединения азота, образующиеся при гние нии остатков растений и животных, снова усваиваются расте ниями. Описанные процессы составляют сущность круговоро та азота в природе.
Большие массы азота попадают на землю в результате окис ления N, в NO во время грозы и превращения его в HNO3.
При обычных условиях азот — бесцветный газ, без запаха
ивкуса, немного легче воздуха, не ядовит, плохо растворим в воде из-за неполярности молекул. В промышленности азот получают нагреванием сжиженного воздуха, при этом сначала испаряется более низкокипящий азот, а затем — кислород. Как
идля других веществ молекулярного строения, для азота ха рактерны низкие температуры плавления (-210 °C) и кипения (-196 °C). Азот плохо проводит теплоту, диэлектрик (изолятор).
При обычных условиях химическая активность азота чрез вычайно мала, что объясняется высокой прочностью тройной связи N=N, реагирует только с литием и радием:
6Li + N2 = 2Li3N,
3Ra + N2 = Ra3N2.
При нагревании азот взаимодействует и с другими метал лами:
3Mg + N2 = Mg3N2,
2А1 + N2 = 2A1N.
Глава 14. Элементы УА-группы |
359 |
инертной атмосферы (например, при осушке взрывчатых ве ществ), жидкий азот — для получения низких температур (-196 °C) при проведении научных исследований или хранении ценных медицинских препаратов. Азотирование — обработка стали азотом при нагревании придает ей особую твердость и коррозионную устойчивость.
Аммиак — важнейшее соединение азота. Молекула аммиа ка имеет пирамидальное строение (валентный угол равен 107°), она полярная, ковалентность атома азота в составе аммиака равна III, а степень окисления -3. У атома азота в молекуле аммиака имеется неподеденная пара электронов. Известно еще одно бинарное соединение азота с водородом — гидразин N2H4.
При обычных условиях аммиак — бесцветный газ с резким запахом, прекрасно растворим в воде (700 объемов в 1 объеме воды при 20 °C). Водные растворы аммиака с массовой долей его 3—5 и 25 % называются соответственно нашатырным спиртом (не путайте с нашатырем, формула которого NH4C1)
и аммиачной водой. Благодаря полярности молекул аммиак легко сжижается и имеет высокую теплоту испарения, поэто му используется для создания низких температур в холодиль ных установках. В жидком аммиаке молекулы связаны водо родными связями, водородные связи образуются также между молекулами аммиака и воды, поэтому аммиак хорошо раство ряется в воде.
В промышленности аммиак получают прямым синтезом из простых веществ, а в лаборатории — нагреванием солей ам мония со щелочами (чаще используют дешевый Са(ОН)2):
2NH4C1 (тв) + Са(ОН)2 (тв) = 2NH3T + СаС12 + 2Н2О.
Аммиак — химически активное вещество. За счет атома азота в низшей степени окисления -3 для него характерны восстановительные свойства в реакциях с О2, Cl9, CuO; про дуктом окисления, как правило, является азот:
NH3 + CuO = NH3 + Cl2,
4NH3 + ЗО2 = 2N? + 6Н2О + Q.