36 Билет
Аммиа́к — NH3, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды. Молекула аммиака имеет вид тетраэдра с атомом азота в вершине. При неспаренных p-электронах атомы азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода. Кроме того, у атома азота есть неподелённая пара электронов.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Этим объясняется сравнительно высокая температура кипения и высокая теплота испарения аммиака. Однако прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, поэтому вязкость, например, жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды.
Химические свойства
Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
NH3 + H+ = NH4+
С кислотами даёт соответствующие соли аммония:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
Водный раствор аммиака ("нашатырный спирт") имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
С галогеноалканами вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)
С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами - основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли - амиды. По этой причине амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH = C2H5OK + NH3
Соединения, содержащие ионы NH2-, называются амидами, NH2- - имидами, а N3- - нитридами. Все они подвержены необратимому гидролизу:
СаNH + 2H2O = Ca(OH)2 + NH3↑
Zn3N2 + 6H2O = 3Zn(OH)2 + 2NH3↑
Аммиак горит в атмосфере кислорода, давая воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты.
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества - галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
Окислением аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин.
При 1000°C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород.
37 Билет
В
качестве простейшего примера на рис.
изображена (без соблюдения масштаба)
Д. с. двуокиси углерода CO2. Любая точка
Д. с. (фигуративная точка) изображает
состояние CO2 при температуре и давлении,
отвечающих этой точке. Точка О (тройная
точка) отвечает равновесию трёх фаз —
твёрдой, жидкой и газообразной CO2. В
точке О пересекаются три кривые: ОА
(кривая возгонки), отвечающая равновесиям
твёрдой и газообразной CO2; OK (кривая
испарения), отвечающая равновесиям
жидкой и газообразной CO2; ОВ (кривая
плавления) — твёрдой и жидкой CO2. Эти
кривые делят плоскость диаграммы на
три поля — области существования трёх
фаз: твёрдой S, жидкой L и газообразной
G. Точка К отвечает критической температуре
CO2 (31,0°С),
при которой исчезает различие между
свойствами жидкости и газа. Согласно
терминологии фаз правила, точке О
отвечает нонвариантное равновесие,
точкам на кривых ОА, ОВ и ОК — моновариантное
равновесие, а точкам на полях S, L и G —
дивариантное равновесие. В случае
полиморфизма Д. с. усложняется (число
тройных точек равно числу полиморфных
превращений). О Д. с. систем, число
компонентов которых больше 1, .
Диокси́д углеро́да (двуо́кись углеро́да, углеки́слый газ, окси́д углеро́да (IV), у́гольный ангидрид, углекислота́) — CO2, бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом.
Плотность при нормальных условиях 1,98 г/л.
При атмосферном давлении не существует в жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в газообразное. Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. Сухой лёд используется в качестве хладоагента.
При повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в жидкость, что используется для его хранения.
По химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным оксидам. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует со щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов. Вступает в реакции электрофильного замещения (например, с фенолом — реакция Кольбе) и нуклеофильного присоединения (например, с магнийорганическими соединениями).
Диоксид углерода не токсичен, но не поддерживает дыхание. Большая концентрация в воздухе вызывает удушье.
Углекислый газ атмосферы — основной источник углерода для растений. Концентрация углекислого газа в атмосфере Земли составляет 0,038 %.
Углекислый газ легко пропускает ультрафиолетовые лучи и лучи видимой части спектра, которые поступают на Землю от Солнца и обогревают её. В то же время он поглощает испускаемые Землёй инфракрасные лучи и является парниковым газом.
Угольная кислота — слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3. Проявляет все свойства кислот.
При нормальных условиях существует только в разбавленных водных растворах. Угольная кислота образуется при растворении в воде двуокиси углерода: CO2 + H2O <=> H2CO3
При нагревании растворов угольной кислоты, последняя полностью распадается с выделением CO2.
В соответствии с основностью угольная кислота даёт два ряда солей: средние — карбонаты с анионом CO32- и кислые — гидрокарбонаты с анионом HCO3-.
КАРб
Химические свойства
При нагревании кислые карбонаты переходят в нормальные карбонаты:
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + СО2
При сильном нагревании нормальные карбонаты разлагаются на оксиды и диоксид углерода:
Na2CO3 = Na2O + СО2
Карбонаты реагируют с кислотами сильнее угольной (почти все известные кислоты, включая органические) с выделением углекислого газа:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СО2
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + СО2
ГКАРб
Например питьевая сода NaHCO3.