25) Серная кислота - h2so4

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Химические свойства

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- ↔2H⁺ + SO₄^2-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K2 = ([H⁺] • [SO₄^2-]) / [HSO₄^-] = 1,2 • 10-2

1) Взаимодействие с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H₂SO₄(разб) → ZnSO₄ + H₂O

b) концентрированная H₂SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂, S0 или H₂S^-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

2Ag0 + 2H₂SO₄ →Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

8Na0 + 5H₂SO₄ → 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

2) концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S⁺⁴O₂):

С + 2H₂SO₄(конц) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(конц) → 3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄(конц) → 5SO₂ + 2H₃PO₄ + 2H₂O

3) с основными оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

4) с гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

5) обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HCl

Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂

26) К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат p-элементы: азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне по пять электронов - ns²np³.

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

Внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p. Атом азота может отдать с 2s-подуровня один электрон другому атому с большей электроотрицательностью и перейти в четырехвалентный ион N+.

У атомов остальных элементов подгруппы азота на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH, а с кислородом оксиды вида - R₂O₃ и R₂O₅. Оксидам соответствуют кислоты HRO₂ и HRO₃ (и ортокислоты H3PO4, кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

В подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металические усиливаются. Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

АЗОТ

:NºN:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Физические свойства

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + N₂ → 2Li₃N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂,

2B + N₂ →2BN,

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак):

27) АММИАК - NH3

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Получение

1. Промышленный способ

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2NH₃ + 2Н₂O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH₃ + Н₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄ HCO₃

Аммиак - восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

1. Разложение при нагревании

2NH₃ → N₂+ 3H₂

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6Н₂O

b) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6Н₂O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3CuO + 2NH₃ → 3Cu0 + N₂0 + 3Н₂O

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH⁴⁺, связанные с кислотным остатком.

Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄ →(NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

Химические свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^-

2. Разложение при нагревании.

a) если кислота летучая

NH₄Cl → NH₃ + HCl

NH₄HCO₃ → NH₃ + Н₂O + CO₂

b) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃ → N₂O + 2Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4Н₂O

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

a) (NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂

CO₃^2- + 2H⁺→ Н₂O + CO₂

b) (NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄+ 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- → BaSO₄+ 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO4

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH₄Cl + Н₂O → NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O → NH₄OH + H⁺

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + Н₂O

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн. тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5–1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.