ПЯТАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ - Науки, Образование - Библиотека - Библиотека "Приятное с Полезным" - Приятное с Полезным: творчество,лайфхаки,мистика, и др.
Главная » Файлы » Библиотека » Науки, Образование

ПЯТАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
[ Скачать с сервера (32.6Kb) ] 14.12.2009, 00:21
ПЯТАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
По электронным структурам нейтральных атомов рассматриваемая группа может быть
разделена на две подгруппы. Одна из них включает азот, фосфор, мышьяк и его аналоги,
вторая - ванадий и его аналоги.
Так как атомы N?Bi имеют во внешнем слое по пять электронов, можно ожидать у них
тенденцию к дополнению этого слоя до октета. Однако эта тенденция должна проявляться
менее резко, чем у соответствующих элементов седьмой (F?At) и шестой (О?Ро) групп,
которым до восьмиэлектронной конфигурации не хватает соответственно лишь по одному
или по два электрона. В связи с этим неметаллические свойства, например, у фосфора
выражены слабее, чем у хлора и серы. С другой стороны, отдача электронов
нейтральными атомами должна происходить в V группе легче, а устойчивость
кислородных соединений должна быть больше, чем у соответствующих элементов VII и VI
групп.
Подобно элементам подгруппы хрома, ванадий и его аналоги характеризуются
наличием во внешнем слое не более двух электронов, что обуславливает отсутствие
тенденции к их дальнейшему присоединению. Вместе с тем можно ожидать, что в
производных высшей валентности ванадий и его аналоги будут иметь значительное
сходство с фосфором.
Азот
Общее содержание азота в земной коре оценивается в 0,03%. Наибольшая его часть
(около 4·1015 т) сосредоточена в атмосфере, основную массу которой (75,6 вес. %) и
составляет свободный азот (N2). Сложные органические производные азота входят в
состав всех живых организмов. В результате отмирания этих организмов и тления их
останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных
условиях (главным образом при отсутствии влаги) могут накапливаться. Именно такого
происхождения природные залежи NaNO3 в Чили, имеющие промышленное значение как
один из источников получения связанного азота.
Первые указания на азот как особое вещество были получены в 1772 г. Природный азот
состоит из смеси двух изотопов - 14N (99,63%) и 15N (0,37%).
Атом азота в основном состоянии имеет структуру внешнего электронного слоя 2s22p3 и
трехвалентен.
Так как свободный азот содержится в атмосфере, получение его сводится к отделению
от кислорода и других составных частей воздуха. Технически оно осуществляется
постепенным испарением ("фракционной перегонкой") жидкого воздуха в специальных
установках. При этом одновременно получаются кислород и инертные газы. В
лабораторных условиях азот может быть получен по реакции:
NH4NO2 = 2 H2O + N2 + 334 кДж,
которая легко протекает при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония.
Так как разложение NH4NO2 сильно экзотермично, нагревание (примерно до 70 ?С)
необходимо лишь для начала реакции. В дальнейшем приходится, наоборот, охлаждать
реакционный сосуд, чтобы избежать слишком бурного протекания процесса. Вместо
нитрита аммония можно пользоваться смесью NaNO2 и NH4Cl, так как при
взаимодействии между ними по реакции:
NaNO2 + NH4Cl ? NaCl + NH4NO2
частично образуется NH4NO2, последующее разложение которого (лучше идущее в
слабокислой среде) все время смещает равновесие вправо. Практически удобнее медленно
пускать по каплям насыщенный раствор NaNO2 в нагретый насыщенный раствор
(NH4)2SO4. Выделяющийся газ освобождают от следов NH3, NO и О2 последовательным
пропусканием сквозь растворы H2SO4 и FeSO4, а затем над накаленной медью, после чего
азот подвергают сушке.
Азот может быть получен также нагреванием смеси грубо измельченных K2Cr2O7 (2 вес.
ч.) и (NH4)2SO4 (1 вес. ч.). Смеcь эта разлагается аналогично бихромату аммония, но
реакция идет лишь при нагревании. Наиболее чистый азот получают термическим
разложением при 300 ?С тщательно высушенного азида натрия по схеме:
2 NaN3 = 2 Na + 3 N2.
Содержащие азот баллоны должны иметь черную окраску с желтой надписью "Азот",
подчеркнутой коричневой полосой.
При обычных условиях азот представляет собой бесцветный не имеющий запаха газ.
Бесцветен от и в жидком, и в твердом состоянии. Точка плавления азота лежит при –210
?С, точка кипения при –196 ?С. Растворимость его в воде мала - около 2 объемн.%.
Молекула азота двухатомна и заметно не распадается на атомы даже при очень высоких
температурах.
В молекуле N2 осуществляется тройная связь между атомами азота. Она характеризуется
ядерным расстоянием d(NN) = 109,5 пм и энергией диссоциации 945 кДж/моль.
Экспериментально установлено, что заметная термическая диссоциация молекул N2 на
атомы до 3000 ?С не наступает. Под обычным давлением степень диссоциации не
превышает нескольких процентов даже при 5000 ?С. Фотохимическая диссоциация
молекул N2 протекает лишь в высоких слоях атмосферы. Искусственное получение
атомарного азота может быть осуществлено путем пропускания газообразного N2 (под
сильно уменьшенным давлением) сквозь поле высокочастотного электрического разряда.
Так как энергии активации реакций с участием свободных атомов обычно весьма малы
(часто близки к нулю), атомный азот гораздо активнее молекулярного: уже при обычной
температуре он непосредственно соединяется с S, P, As, также с Hg и рядом других
металлов.
Если азот, содержащий смесь молекул и атомов, направлять на охлаждаемую жидким
гелием поверхность, происходит его мгновенное замораживание. Оно сопровождается
ярким зеленым свечением, которое переходит затем в синие вспышки. И то, и другое
обусловлено выделением энергии при частично происходящем обратном соединении
(рекомбинации) нормальных и возбужденных атомов азота в молекулы. Однако многие
атомы оказываются при замораживании отделенными друг от друга молекулами N2. В
таком "замороженном" состоянии они могут некоторое время (несколько часов)
сохраняться. Если содержащее их твердое вещество нагреть, происходит рекомбинация
атомов, сопровождающаяся вспышкой синего цвета.
Аналогично азоту может быть осуществлено "замораживание" атомов других газов, а
также более сложных свободных радикалов (например, ОН). Исходную смесь частиц
обычно разбавляют аргоном или каким-либо другим не взаимодействующим с данными
активными частицами веществом, которое создает при замораживании скелетную сетку
(матрицу), изолирующую такие частицы друг от друга. При получении свободных
радикалов (особенно органических) чаще пользуются действием проникающих излучений
на уже замороженное и сильно охлажденное исходное вещество. Так как при
рекомбинации некоторых свободных радикалов выделяется много энергии, проблема их
получения и хранения представляет значительный интерес не только для химии (где они
могут быть использованы как инициаторы реакций или участники процессов необычного
типа), но и для реактивной техники.
Под обычным давлением твердый азот существует в двух аллотропических формах,
точка перехода между которыми лежит при –238 ?С (теплота перехода 0,25 кДж/моль).
Теплота его плавления составляет лишь 0,84 кДж/моль, теплота испарения 5,43 кДж/моль.
Критические температура и давление азота равны соответственно –147 ?С и 33,5 атм.
Свободный азот химически весьма инертен. При обычных условиях он практически не
реагирует с неметаллами и металлами (кроме Li). Нагревание увеличивает его химическую
активность главным образом по отношению к металлам, с некоторыми из которых он
соединяется, образуя нитриды (например, Mg3N2).
Свободный азот применяется главным образом для охлаждения и создания инертной
атмосферы. Первое осуществляется жидким азотом, второе - газообразным. Было
показано, что заполнение им (вместо воздуха) автомобильных шин ведет к существенному
повышению их срока службы.
Растворимость азота в воде под обычным давлением весьма мала, но с его повышением
сильно возрастает, достигая при 1000 атм приблизительно 7 объемов на один объем воды.
Наиболее характерным для азота валентным состояниям отвечают значения –3, 0, +3
и +5. Схема окислительно-восстановительных потенциалов (В), соответствующих
переходам между ними:
-3 0 +3 +5
Кислая среда +0,27 +1,45 +0,94
Щелочная среда –0,74 +0,41 +0,01.
Жидкий азот потребляется преимущественно для глубокого охлаждения, газообразный
- как исходный продукт для синтеза различных его производных. Соединения азота
имеют громадное значение для биологии и разнообразных отраслей промышленности.
Наибольшие их количества расходуются в качестве минеральных удобрений и при
производстве взрывчатых веществ.
Аммиак. Перевод свободного азота воздуха в связанное состояние осуществляется
главным образом путем синтеза аммиака:
N2 + 3 H2 ? 2 NH3 + 92 кДж.
Принцип смещения равновесия показывает, что наиболее выгодными для образования
аммиака условиями являются возможно более низкая температура и возможно более
высокое давление. Однако даже при 700 ?С скорость реакции настолько мала (и
следовательно, равновесие устанавливается так медленно), что не может быть и речи о ее
практическом использовании. Напротив, при более высоких температурах, когда
равновесное состояние устанавливается быстро, ничтожно малым становится содержание
аммиака в системе. Таким образом, техническое проведение рассматриваемого процесса
оказывается как будто невозможным, так как, ускоряя достижение равновесия при помощи
нагревания, мы одновременно смещаем его положение в невыгодную сторону.
Существует, однако, средство ускорить достижение равновесного состояния без
одновременного смещения равновесия. Таким часто помогающим средством является
подходящий катализатор. Подходящим катализатором является металлическое железо (с
примесями Al2O3 и К2О). Процесс обычно ведут при температуре 400-600 ?С (на
катализаторе) и давлениях 100-1000 атм. После выделения аммиака из газовой смеси
последняя вновь вводится в цикл.
В процессе поисков катализатора для синтеза аммиака было перепробовано около 20
тыс. различных веществ. Широко применяемый железный катализатор готовится обычно
нагреванием тесной смеси FeO и Fe2O3 (содержащий небольшие примеси Fe, Al2O3 и КОН)
в атмосфере состава 3Н2+N2. Так как Н2S, CO, CO2, водяной пар и кислород быстро
"отравляют" катализатор, подаваемая к нему азотоводородная смесь должна быть
тщательно освобождена от них. При правильном технологическом режиме катализатор
бесперебойно работает в течение нескольких лет.
Для дальнейшего развития промышленности синтетического аммиака может оказаться
существенным, что при давлениях в 2000 атм и выше синтез аммиака из азотоводородной
смеси хорошо идет и без специального катализатора. Практический выход аммиака при
850 ?С и 4500 атм составляет 97%. Особенно важно то обстоятельство, что при
сверхвысоких давлениях наличие в исходных газах различных примесей не влияет на ход
процесса.
Синтез аммиака был практически реализован в 1913 г., когда таким путем удалось
получить 7 т NH3. В настоящее время этот синтез является основным промышленным
методом получения связанного азота с ежегодной мировой выработкой, исчисляемой
десятками миллионов тонн.
Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, некоторое промышленное значение
для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 г. цианамидный способ.
Последний основан на том, что при 1000 ?С карбид кальция (получаемый прокаливанием
смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом по уравнению:
СаС2 + N2 = CaCN2 + C + 293 кДж .
Полученный таким путем цианамид кальция (Са=N–C?N) представляет собой серый (от
примеси углерода) порошок. При действии перегретого (т. е. нагретого выше 100 ?С)
водяного пара он разлагается с выделением аммиака:
СаСN2 + 3 H2O = CaCO3 + 2 NH3 + 222 кДж.
Разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах.
Поэтому им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до
посева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв.
"Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения, причем
известь является бесплатным приложением к азоту" (Д.Н. Прянишников).
В лабораторного условиях NH3 получают путем обработки твердого NH4Cl насыщенным
раствором КОН. Выделившийся газ может осушен пропусканием сквозь сосуд с твердым
КОН или со свежепрокаленным оксидом кальция (СаО). Применять для сушки H2SO4 и
CaCl2 нельзя, так как аммиак образует с ними соединения.
Молекула NH3 имеет структуру треугольной пирамиды с атомом азота в вершине.
Электроны связей Н?N довольно сильно смещены от водорода к азоту, поэтому молекула
аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.
Пирамидальная структура аммиака энергетически выгоднее плоской на 25 кДж/моль.
Молекула полярна; связь N?H характеризуется энергией 389 кДж/моль, но для энергий
последовательной диссоциации атомов водорода даются значения 435, 397 и 339
кДж/моль.
Под обычным давлением аммиак сжижается при –33 ?С и затвердевает при –78 ?С.
Теплота плавления NH3 составляет 6 кДж/моль. Критическая температура аммиака 132 ?С,
критическое давление - 112 атм. Содержащие его баллоны должны быть окрашены в
желтый цвет и иметь черную надпись "Аммиак".
Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом
("нашатырного спирта"). Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: один
объем воды поглощает при 0 ?С около 1200, а при 20 ?С - около 700 объемов NH3.
Продажный концентрированный раствор имеет обычно плотность 0,91 г/см3 и содержит
25 вес.% NH3 (т.е. близок к составу NH3·3H2O).
Интересным свойством молекул аммиака является их способность к структурной
инверсии, т.е. к "выворачиванию наизнанку" путем прохождения атома азота сквозь
образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Потенциальный барьер
этой инверсии равен 25 кДж/моль, осуществлять ее могут лишь молекулы, достаточно
богатые энергией. Скорость инверсии сравнительно невелика - она в 1000 раз меньше
скорости ориентации молекул NH3 электрическим полем. Инверсия связана с излучением
строго определенной частоты (? = 2,387·1010 с-1), на основе чего была создана аппаратура
для очень точного измерения времени. Такие "молекулярные часы" позволили установить,
что продолжительность земных суток ежегодно возрастает на 4,3·10?4 с.
Аммиак сильно раздражает слизистые оболочки уже при 0,5%-ном содержании его в
воздухе. Острое отравление аммиаком вызывает поражения глаз и дыхательных путей,
одышку и воспаление легких. Средствами первой помощи служат свежий воздух, обильное
промывание глаз водой, вдыхание водяного пара. Хроническое отравление аммиаком
вызывает расстройство пищеварения, катары верхних дыхательных путей и ослабление
слуха. Предельно допустимой концентрацией NH3 в воздухе производственных
помещений считается 0,02 мг/л. Смеси аммиака с воздухом, содержащие от 16 до 28
объемн.% аммиака взрывоопасны.
При пропускании струи аммиака над нагретой CuO он окисляется до свободного азота.
Окисление аммиака озоном ведет к образованию NH4NO3. Интересно, что некоторое
участие в таком окислении принимает, по-видимому, и смешанный с озоном обычный
кислород.
Аммиак является хорошим горючим реактивного топлива. Подобно воде, жидкий
аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счет образования Н?связей. Однако
они сравнительно слабы (около 4,2 кДж/моль). Вязкость жидкого аммиака почти в семь раз
меньше вязкости воды. Его плотность (0,68 и 0,61 г/см3 соответственно при –33 и +20 ?С)
также значительно меньше, чем у воды. Электрический ток жидкий аммиак практически не
проводит, так как электролитическая диссоциация по схеме:
NH3 + NH3 ? NH4? + NH2?
ничтожно мала: ионное произведение [NH4?][NH2?] = 2·10-33 (при –50 ?С).
С ассоциацией жидкого аммиака связана его большая теплота испарения (23,4
кДж/моль). Так как критическая температура аммиака лежит высоко (+132 ?С) и при
испарении его от окружающей среды отнимается много тепла, жидкий аммиак может
служить рабочим веществом холодильных машин.
Выше 0 ?С (под давлением) жидкий аммиак смешивается с водой в любых
соотношениях. На крепких растворах воды в аммиаке при 30 ?С было показано, что ее
ионизация мала. Так, для 9 М раствора имеем [NH4?][OH?]/[H2O] = 1·10-11.
Жидкий аммиак является хорошим растворителем для очень большого числа
органических соединений, а также многих неорганических. Например, хорошо
растворяется в жидком аммиаке элементарная сера, крепкие растворы которой имеют
красный цвет [и ниже +18 ?С содержат сольват S(NH3)2]. Из солей лучше других
растворимы производные аммония и щелочных металлов, причем по ряду Cl?Br?I
растворимость солей возрастает. Примерами могут служить следующие данные (г/100 г
NH3 при 25 ?С):

NH4Cl NH4Br NH4I KCl KВr KI AgCl AgBr AgI
103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207
Подобный же ход изменения растворимости галогенидов характерен и для ряда других
катионов. Хорошо растворимы в жидком аммиаке также многие нитраты (и КМnO4).
Напротив, оксиды, фториды, сульфаты и карбонаты, как правило, в нем нерастворимы.
Пользуясь различием растворимости солей в жидком NH3 и воде, можно иногда
осуществлять обращение обычно наблюдаемых реакций ионного обмена. Например,
равновесие по схеме:
2 AgNO3 + BaBr2 ? 2 AgBr + Ba(NO3)2
в водной среде практически нацело смещается вправо (из-за нерастворимости АgBr), а в
аммиачной среде - влево (из-за нерастворимости ВаВr2).
Характерным свойством аммиака как ионизирующего растворителя является его резко
выраженное выравнивающее влияние на диссоциацию различных электролитов.
Например, несоизмеримые друг с другом по диссоциации в водной среде HClO4 и HCN в
жидком аммиаке характеризуются почти одинаковыми константами диссоциации (5·10-3 и
2·10-3). Соли ведут себя в жидком аммиаке как электролиты средней силы или слабые
(например, К = 2·10-3 для КВr). Хлориды обычно бывают диссоциированы несколько
менее, а иодиды - несколько более, соответствующих бромидов.
Особенностью жидкого аммиака является его способность растворять наиболее
активные металлы, причем последние подвергаются ионизации. Например, разбавленный
раствор металлического натрия имеет синий цвет, проводит электрический ток подобно
растворам электролитов и содержит катионы Na? (cольватированные аммиаком) и анионы
(NH3)x?. Центральной частью такого сложного аниона является свободный электрон,
находящийся в поляризационном взаимодействии с окружающей средой (полярон). При
более высоких концентрациях Na его раствор приобретает вид бронзы и проявляет
металлическую электропроводность, т. е. наряду с сольватированным аммиаком
содержатся и свободные электроны. Ниже –42 ?С синяя и бронзовая фазы способны
сосуществовать, не смешиваясь. Длительное хранение растворов натрия в жидком аммиаке
сопровождается их обесцвечиванием в результате очень медленной реакции по схеме:
2 Na + 2 NH3 = 2 NaNH2 + H2?.
C цезием (растворимость 25 молей на 1000 г NH3 при –50 ?С) аналогичная реакция
протекает за несколько минут.
Растворенный в аммиаке металл имеет тенденцию к отщеплению валентных
электронов, что создает возможность проведения своеобразных реакций вытеснения.
Например, пользуясь растворимостью в жидком аммиаке КСl и нерастворимостью СаСl2,
можно осуществить выделение калия кальцием по схеме:
2 КСl + Ca ? CaCl2 + 2 K.
Имеется интересное указание на то, что пропитка жидким аммиаком сильно повышает
пластичность древесины. Это позволяет сравнительно легко придавать ей те или иные
заданные формы, которые после удаления аммиака сохраняются.
Растворение аммиака в воде сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль).
Влияние температуры на растворимость иллюстрируется приводимыми ниже данными,
показывающими число весовых частей NH3, поглощаемое одной весовой частью воды
(под давлением аммиака, равным атмосферному):

Температура ?С –30 0 10 30 50 80 100
Растворимость 2,78 0,87 0,63 0,40 0,23 0,15 0,07
Максимальной электропроводностью обладает при обычных условиях приблизительно 3 н
раствор аммиака. Растворимость его в органических растворителях значительно меньше,
чем в воде.
Для химической характеристики аммиака основное значение имеют реакции трех
типов: присоединения, замещения водорода и окисления.
Наиболее характерные для аммиака реакции присоединения. В частности, при действии
его на многие соли легко образуются кристаллические аммиакаты состава СаСl2·8NH3,
CuSO4·4NH3 и т.п., по характеру образования и устойчивости похожие на
кристаллогидраты.
При растворении аммиака в воде происходит частичное образование гидроксида
аммония:
NH3 + H2O ? NH4OH
В этом соединении радикал аммоний (NH4) играет роль одновалентного металла. Поэтому
электролитическая диссоциация NH4OH протекает по основному типу:
NH4OH ? NH4• + OH`
Объединяя оба эти уравнения, получаем общее представление о равновесиях, имеющих
место в водном растворе аммиака:
NH3 + H2O ? NH4OH ? NH4• + OH`
Из-за наличия этих равновесий водный раствор аммиака (часто называемый просто
"аммиаком") имеет резкий запах. Ввиду того что концентрация ионов ОН` в растворе
невелика, NH4OH рассматривается как слабое основание. Гидроксид аммония является
одним из важнейших химических реактивов, разбавленные растворы которого
("нашатырный спирт") применяются также в медицине и домашнем хозяйстве (при стирке
белья и выводе пятен).
Гидроксид аммония при обычных условиях совершенно неустойчив, однако в водных
растворах аммиака он, несомненно, существует. Простым физическим растворением NH3 в
воде нельзя объяснить резкое снижение давления его пара над раствором. Это явление
может обуславливаться двумя основными причинами. Первая - ионизация молекул NH3,
вследствие незначительности не может играть решающей роли. Вторая причина,
играющая решающую роль, -гидратация молекул NH3, осуществляющаяся путем
образования Н?связей по двум типам: Н3N·HOH и Н2О·НNH2. Так как водород более
положительно поляризован в воде, а протонное сродство у азота выше, чем у кислорода,
взаимодействие приводит в основном к образованию молекул Н3NHOH или NH4OH, т. е.
гидроксида аммония.
Среднее время жизни индивидуальной молекулы H3NHOH в растворе аммиака очень
мало (порядка 2·10–12 с). Такие молекулы все время и разрушаются, и вновь возникают
(равновесие NH3 + H2O ? H3NHOH характеризуется значением К = 0,2). В связи с их
малой устойчивостью существование гидроксида аммония - NH4OH - нередко вообще
отрицается (даже в качестве промежуточного продукта при электролитической
диссоциации приведенной выше). Между тем от NH4OH производятся все соли аммония,
и уже тем самым это основание имеет право на существование в химической практике
независимо от характера его внутримолекулярных связей и устойчивости.
Анализ данных по распределению NH3 между водой и органическими жидкостями
показывает, что в гидратированной форме находится более 90% всего растворенного в
воде аммиака. Для паровой фазы над водно-аммиачным раствором установлено наличие
равновесия по схеме:
2 NH3 + H2O ? 2 NH3·H2O + 75 кДж,
характеризующегося значением К = 1·10-4 при 20 ?С.
Учитывая наличие в растворе одновременно с NH4OH также молекул NH3 (как
гидратированных по второму типу, так и "просто" растворенных), выражение для
константы диссоциации гидроксида аммония можно было бы написать в следующей
уточненной форме:
[NH4•][OH`]/[NH4OH + NH3] = 2·10-5
Однако уточнять его подобным образом применительно к данному случаю нет особых
оснований, так как в аналогичном положении находится ряд других электролитических
систем (например, SO2 + H2O). В нормальном водном растворе аммиака рН = 11,6, в
децинормальном 11,1 и в сантинормальном 10,6.
Нашатырный спирт поступающий в продащу, содержит обычно около 10% аммиака. Он
находит и медицинское применение. В частности, вдыхание его паров или прием внутрь
(3?10 капель на рюмку воды) используется для снятия состояния сильного опьянения.
Смазывание кожи нашатырным спиртом ослабляет действие укусов насекомых. Очень
разбавленным нашатырным спиртом удобно протирать окна и мыть окрашенные масляной
краской полы, более крепким - удалять следы от мух, чистить серебряные или
никелированные предметы.
При выводе пятен хорошие результаты дают во многих случаях следующие составы (по объему): а) 4 части
нашатырного спирта, 5 частей эфира и 7 частей винного спирта (денатурата); б) 5 частей нашатырного спирта,
2 части бензина и 10 частей винного спирта; в) 10 частей нашатырного спирта, 7 частей винного спирта, 3 части
хлороформа и 80 частей бензина; г) 5 частей нашатырного спирта, 3 части ацетона и 20 частей спиртового
раствора мыла.
Попавшую на одежду масляную краску рекомендуется оттирать кусочками ваты,
смоченными сперва скипидаром, а затем нашатырным спиртом. Для удаления
чернильного пятна обычно достаточно обработать его нашатырным спиртом и смыть
водой.
Добавление кислот ведет к смещению приведенных выше равновесий вправо (ввиду
связывания ионов ОН`) и к образованию солей аммония, по уравнению:
NH4OH + HCl = H2O + NH4Cl
Cоли эти образуются также при непосредственном взаимодействии аммиака с кислотами,
которое сопровождается выделением тепла. Например, для газообразных NH3 и HCl имеем:
NH3 + HCl = NH4Cl + 176 кДж.
Интересно, что при полном отсутствии воды реакция эта не идет.
Как сам ион аммония (NH4+), так и большинство его солей бесцветны. Почти все они
хорошо растворимы в воде и в растворах сильно диссоциированы. Соли аммония играют
важную роль при многих производственных процессах и широко используются в
лабораторной практике.
Хлористый аммоний ("нашатырь") при высоких температурах реагирует с оксидами
металлов, обнажая чистую металлическую поверхность. На этом основано его
использование при пайке металлов. Он часто вводится в состав дымовых смесей (такая
смесь может содержать, например 50 вес.% NH4Cl, 20 нафталина, 10 древесного угля и
20% КСlO3). В электротехнике NH4Cl употребляется для изготовления "сухих"
гальванических элементов, в медицине он иногда прописывается для приема внутрь (как
отхаркивающее).
Взаимодействие NH4Cl с оксидами металлов при нагревании может протекать по двум
схемам:
4 МеО + 2 NH4Cl = 4 H2O + N2 + MeCl2 + 3 Me и
MeO + 2 NH4Cl = MeCl2 + 2 NH3 + H2O.
В первом случае основным процессом является восстановление оксида аммиаком. Такое
направление реакции характерно для оксидов сравнительно малоактивных металлов
(например Сu). Во втором случае простая реакция обмена сопровождается
возникновением летучего при нагревании хлорида. ....

Категория: Науки, Образование | Добавил: NATALYA | Теги: учебник, химия
Просмотров: 1158 | Загрузок: 102 | Рейтинг: 0.0/0
Всего комментариев: 0
Имя *:
Email *:
Код *: