Серный ангидрид и серная кислота. Свойства серной кислоты, действие на металлы и неметаллы. Соли серной кислоты, их значение для народного хозяйства. Качественная реакция на соли серной кислоты.

Окси́д се́ры(VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO₃ — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При взаимодействие с водой образует серную кислоту – H₂SO₄.

Се́рная кислота́ H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Химические свойства.

1. Взаимодействует со щелочами:

2KOH + H₂SO₄(разб.) = K₂SO₄ + 2H₂O

2. С кислотами:

H₂SO₄ + H₂S = S + SO₂ + 2H₂O

3. С оксидами:

BeO + H₂SO₄(конц.) = BeSO₄↓ + H₂O

 

Разбавленная серная кислота растворяет металлы, расположенные в РСЭП до водорода. Металлы, стоящие в РСЭП после водорода, с разбавленной серной кислотой не реагируют.

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Однако при нагревании конц. серная кислота реагирует почти со всеми металлами (кроме платины, золота и некоторых других). Реагирует с некоторыми неметаллами, например:

 

2H₂SO₄ + S = 3SO₂ + 2H₂O

 

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда со­лей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (та один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гадросульфаты — яри недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей сер­ной кислоты растворимо в воде. Соли Са₃SO₄ и РЬSО₄ мало рас­творимы в воде, а ВаSО₄ практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl₂:

 

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2HCl

 

или в ионной форме:

 

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄

 

Вопрос№47.

Азот в природе. Свойства, получение, применение. Соединения азота с металлами (нитриды). Азот как органогенный элемент.

Нахождение в природе.

Азот в природе встречается главным об­разом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его со­ставляет 78,09%, а массовая доля — 75,6%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в со­став белковых веществ и многих естественных органических со­единений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Получение.

В технике азот получают из жидкого воздуха. Как известно, воздух — это смесь газов, главным образом азота и кис­лорода. Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях): азота 78,09%, кислорода 20,95%, благородных газов 0,93%, оксида углерода (IV) 0,03%, а также случайные примеси —, пыль, микроорганизмы, сероводород, оксид серы (IV) и др. Для полу­чения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испа­рением отделяют азот от менее летучего кислорода (т. кип. азота -195,8 °С, кислорода -183 °С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных Газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Физические свойства. Азот — газ без цвета, запаха и вкуса, лег­че воздуха. Растворимость в воде меньше, чем у кислорода: при 20 ⁰С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота (кислорода 31 мл). По­этому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере. Малая раствори­мость азота в воде, а также его очень низкая температура кипения объясняются весьма слабыми межмолекулярными взаимодействи­ями как между молекулами азота и воды, так и между молекула­ми азота.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с мас­совыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Химические свойства.

1. При комнатной температуре азот непосредственно соединяется только с литием:

6Li + N₂ = 2Li₃N

С другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды. Например:

3Ca + N₂ = Ca₃N₂, 2Al + N₂ = 2AlN

2. С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температуре:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

3. При температуре электрической дуги (3000-4000 градусов) азот соединяется с кислородом:

N₂ + O₂ = 2NO

Применение. В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инерт­ной среды — наполнение электрических ламп накаливания и сво­бодного пространства в ртутных термометрах, при перекачке го­рючих жидкостей. Им азотируют поверхность стальных изделий, т. с. насыщают их поверхность азотом при высокой температуре. В результате в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость. Такая сталь выдер­живает нагревание до 500 °С без потери своей твердости.

Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Вопрос№48.

Аммиак, его свойства, способы получения. Применение аммиака в народном хозяйстве. Гидроокись аммония. Соли аммония, их свойства и применение. Азотные удобрения с аммонийной формой азота. Качественная реакция на ион аммония.

Аммиак – бесцветный газ с характерным запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость. Аммиак очень хорошо растворяется в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства.

1. Взаимодействие с кислотами:

NH₃ + HCl = NH₄Cl, NH₃ + H₃PO₄ = NH₄H₂PO₄

2. Взаимодействие с кислородом:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

3. Восстановление меди:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

Получение.

1. 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

2. N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Применение.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкое удобрение.

Гидроокись аммония (гидроксид аммония) – NH₄OH

Соли аммония и их свойства. Соли аммония состоят из катио­на аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны со­ответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли ам­мония получаются при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + H₂O + NH₃

2NH₄Cl + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ + 2HCl

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2NH₄Cl

Применение. Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;

Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;

Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

Хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

Аммонийные (аммиачные) удобрения содержат азот в виде иона аммония и оказывают на почву подкисляющее воздействие, что приводит к ухудшению ее свойств и к меньшей эффективности удобрений, особенно при регулярном внесении на неизвесткованных малоплодородных почвах. Но у этих удобрений есть и свои преимущества: аммоний в значительно меньшей степени подвержен вымыванию, так как закрепляется почвенными частицами и поглощается микроорганизмами, и, кроме того, в почве с ним происходит процесс нитрофикации, т.е. превращение с помощью микроорганизмов в нитраты. Из аммонийных удобрений наименее пригодной для овощных культур хлористый аммоний как содержащий довольно много хлора.

Качественная реакция на ион аммония.

Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакций обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумажки:

 

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

 

Вопрос№49.

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: