Качественные реакции на ион Cr3+ – восстановление до Cr2+ или окисление до желтого CrO42‑.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:
Сульфат марганца (II) MnSO4. Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO4 5Н2O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу [Mn(Н2O)6]2+; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.
Качественные реакции на ион Mn2+ – конмутация с ионом MnO4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn2+ до MnO4 и появление фиолетовой окраски.
Применяется для получения Mn, MnO2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
2MnO2 + 2H2SO4 (конц.) = 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O (100 °C)
Сульфат железа (II) FeSO4. Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.
Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH4)2(SO4)2 6Н2O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑
FeCO3 + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + CO2↑ + H2O
7.4. Неметаллы VA‑группы
7.4.1. Азот. Аммиак
Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [2He]2s22p3, характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние Nv считается относительно устойчивым.
Шкала степеней окисления азота:
Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH4+ и его соли.
В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Азот N2. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O2).
Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O2. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н2O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.
При комнатной температуре N2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li3N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:
N2 + 3Mg = Mg3N2 (800 °C)
В электрическом разряде N2 реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:
Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F2O3/FeO, в лаборатории Pt):
В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N2 и Н2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.
Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).
В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:
N‑IIIH4NIIIO2(т) = N20 + 2H2O (60–70 °C)
NH4Cl(p) + KNO2(p) = N20↑ + KCl + 2H2O (100 °C)
Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.
Аммиак NH3. Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)3)] (sр3‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH3 донорной пары электронов на sр3‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH4+. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н2O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N‑III) и окислительные (за счет НI) свойства. Осушается только оксидом кальция.