WWW.KNIGI.KONFLIB.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

 
<< HOME
Научная библиотека
CONTACTS

Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 25 |

«Неорганическая химия курс лекций-презентаций Содержание Введение Глава 1. Обзор свойств неметаллов Глава 2. Водород Глава 3. Галогены Глава 4. Элементы VIA группы. ...»

-- [ Страница 1 ] --

Неорганическая

химия

курс лекций-презентаций

Содержание

Введение

Глава 1. Обзор свойств неметаллов

Глава 2. Водород

Глава 3. Галогены

Глава 4. Элементы VIA группы. Халькогены

4.1 Кислород

4.2 Сера

Глава 5. Элементы VA группы. Подгруппа азота

5.1 Азот

5.2 Фосфор

Глава 6. Элементы IVA группы. Подгруппа углерода

6.1 Углерод

6.2 Кремний

Глава 7. Обзор свойств металлов

Глава 8. Элементы I группы 8.1 Щелочные металлы 8.2 Подгруппа меди Глава 9. Элементы II группы 9.1 Щелочно-земельные металлы 9.2 Жесткость воды 9.3 Подгруппа цинка Глава 10. Элементы IIIА группы. Алюминий Глава 11. Переходные элементы 11.1 Характеристика переходных элементов 11.2 Подгруппа титана 11.3 Подгруппа ванадия 11.4 Подгруппа хрома 11. 5 Подгруппа марганца.

Глава 12. Элементы VIIIВ группы 12.1 Семейство железа 12.2 Характеристика платиновых металлов Глава13. Примеры решения задач Заключение Список литературы

ВВЕДЕНИЕ

Химия является общетеоретической дисциплиной. Нет ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии.

Знание основных химических законов, владение техникой химических расчетов, понимание возможностей, предоставляемых химией, позволяет значительно ускорить получение нужного результата в различных сферах инженерной и научной деятельности.

Химия знакомит будущего специалиста с конкретными проявлениями вещества, дает возможность с помощью лабораторного эксперимента изучить вещество и узнать его свойства.

Химия закладывает теоретические основы для понимания сложной и многообразной картины химических явлений.

Без знания химии невозможно решение технологических, экологических, сырьевых и энергетических проблем.

Общая характеристика подгруппы азота Подгруппу азота составляют пять элементов:

азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Они имеют общее название — пниктогены.

Атомы пниктогенов на внешнем энергетическом уров-не имеют по 5 электронов в состоянии …s2р3.

Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая –3.

Характерна также степень окисления +3.

Все они р-элементы.

Общая характеристика подгруппы азота С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения типа RН3:

NН3, РН3, АsН3, SbН3, ВiH3.

Эти соединения в водных растворах не являются кислотами, не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R203 и R2О5, которым соответствуют кислородные кислоты типа НR02 и НR03.

По отношению к кислороду, сере, фтору, хлору элементы подгруппы азота наряду со степенью окисления +5 проявляют и степень окисления +3.

Последняя более характерна для висмута.

Подгруппа азота Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах.

Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств.

Металлических свойств заметны уже у мышьяка.

Сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами.

У висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

Азот. 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 почве.

Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений.

Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

В технике азот получают из жидкого воздуха.

Воздух – это смесь газов, главным образом азота и кислорода.

Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях) азота 78,09 %.

Воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (температура кипения азота —195,8°С, кислорода —183° С).

Получаемый таким образом азот содержит примеси инертных элементов (преимущественно аргона).

Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

В больших количествах азот употребляется для получения аммиака.

Широко используется при наполнении электроламп (создание инертной среды).

Им азотируют поверхность стальных изделий (придание большей твердости).

Азот. Физические свойства Азот – газ без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха.

Растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

При 20° С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота.

Поэтому относительное содержание кислорода по отношению к азоту в воздухе, растворенном в воде, будет большим, чем в атмосферном.

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

Азот. Химические свойства Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома азота находится электронов, то он проявляет степени окисления –3 и +5, а также +4, +3, +2, +1, –1 и –2.

Молекула азота состоит из двух атомов.

Химическая связь в ней ковалентная неполярная и очень прочная, так как атомы удерживаются одной связью и двумя связями.



Азот. Химические свойства В образовании молекулы азота N участвуют три общие пары электронов – связь кратная (тройная).

7 N 1s 2s 2 p Азот. Химические свойства Длина связи в молекуле N2 – 0,109 нм, энергия связи большая: – 946 кДж/моль.

Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.

Для химического взаимодействия азота с другими элементами надо разрушить молекулу N2 на атомы, на что затрачивается довольно большое количество энергии: N2=2N, H = 946 кДж/моль.

Поэтому азот становится реакционноспособным лишь при повышенных температурах.

При высокой температуре азот соединяется с металлами, образуя нитриды:

Азот. Химические свойства При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоких давлении и температуре:

При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом:

Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим является аммиак.

Схема молекулы:

В лабораторных условиях аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция:

Образующийся аммиак высушивают негашеной известью СаО.

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода:

Реакция протекает только в присутствии катализатора – металлического железа с добавками оксида алюминия и оксида калия при 450-400оС и давлении, которое выдерживает материал аппаратуры, – до 100 МПа.

Для более полного использования исходных веществ образовавшийся аммиак сжижают под воздействием низких температур, а непрореагировавшую часть азотоводородной смеси вновь направляют в реактор, используют метод циркуляции.

Благодаря такой циркуляции использование азотоводородной смеси доводят до 95%.

Аммиак. Физические свойства Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха.

При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20°С в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов NН3).

Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Аммиак. Химические свойства При растворении аммиака в воде помимо +гидратов частично образуются ионы аммония NH 4 и гидроксид-ионы:

Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора.

Равновесие реакции смещено влево и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NН3.

Тем не менее принято водный раствор аммиака обозначать формулой NH4ОН и называть гидроксидом аммония.

Щелочную реакцию раствора аммиака объяснять как результат диссоциации молекул NH4ОН.

NH4ОН – слабый электролит.

Аммиак. Химические свойства В различных соединениях катион аммония аналогичен катиону одновалентного металла, образуя соли с анионами кислот :

хлорид аммония NН4Сl, сульфат аммония (NН4)2S04 и т. д.

Важное химическое свойство аммиака — его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония.

В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав соли:

Из приведенных примеров следует, что для аммиака характерны реакции присоединения протона.

Аммиак. Химические свойства Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием В присутствии катализатора (платины, оксида хрома (III)) реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

Эта реакция называется каталитическим окислением аммиака.

Аммиак проявляет только восстановительные свойства, так как имеет низкую степень окисления –3.

При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

- Аммиак. Применение Физические и химические свойства аммиака обусловили его широкое применение.

Большие количества аммиака расходуются:

для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины, соды по аммиачному методу.

На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильном деле.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкие удобрения.

Соли аммония состоят из катиона аммония и аниона кислоты.

Их получают при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами:

Соли аммония проявляют общие свойства солей, т. ё.

взаимодействуют со щелочами, кислотами и другими солями:

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются:

Аммонийные соли хорошо растворимы в воде.

В водных растворах они подвергаются гидролизу.

Поэтому растворы солей аммония и сильных кислот имеют кислую реакцию:

Полагая, что существование недиссоциированных молекул NН4ОН мало вероятно, уравнение гидролиза соли аммония можно написать так:

Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие со щелочами.

Этой реакцией обнаруживают соли аммония (аммонийион) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумажки:

Для этого в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают.

В присутствии аммоний-ионов выделяется аммиак.

Оксиды азота. Оксид азота (I) Азот образует шесть кислородных соединений: N2О, NО, N2О3, NО2, N2О4, N2О5.

При непосредственном соединении азота с кислородом образуется только оксид азота (II) N0.

Остальные оксиды получаются косвенным путем.

N20 и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие.

Оксид азота (I) N2О получается термическим разложением нитрата аммония:

Это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

Возбуждающе действует на нервную систему, поэтому раньше его называли «веселящим газом».

Используется в медицине для общей анестезии.

Оксиды азота. Оксид азота (II) NО — бесцветный газ, плохо растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой).

Оксид азота (II) обладает замечательным свойством:

непосредственно соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ — оксид азота (IV):

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:



Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 25 |