Экзамен - Шпаргалки - Свойства элементов - 2008 / билет 9, благородные газы, аммиак, гидрозин1

ПОДГРУППА VIIIA (ГЕЛИЙ, НЕОН, АРГОН, КРИПТОН, КСЕНОН, РАДОН)

1. Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Наибольшее значение имеют соединения ксенона. Для него характерны степени окисления +2 (XeF2), +4 (XeF4), +6 (XeF6, ХеО3, XeOF4, Ва3ХеО6), +8 (Nа4ХеО6*6Н2О).

2. Природные ресурсы. Благородные газы находятся преимущественно в атмосфере; их содержание составляет Не - 5,24*10-4% (об); Ne—1,8*10-3%; Аr - 0,93%, Кr—3*10-3%, Хе-0,39*10-4%.

Радон образуется при радиоактивном распаде радия и в ничтожных количествах встречается в содержащих уран минералах, а также в некоторых природных водах. Гелий, являющийся продуктом радиоактивного распада альфа-излучаюших элементов, иногда в заметном количестве содержится в природном газе и газе, выделяющемся из нефтяных скважин. В огромных количествах этот элемент находится на Солнце и звездах. Это второй по распространенности (после водорода) из элементов космоса.

3. Получение. Благородные газы выделяют попутно при ректификации жидкого воздуха с целью получения кислорода. Аргон получают также при синтезе NН3 из непрореагировавшего остатка газовой смеси (N2 с примесью Аr). Гелий извлекают из природного газа глубоким охлаждением (СН4 и другие компоненты газовой смеси сжижаются, а Не остается в газообразном состоянии). В большом количестве производят Аr и Не, других благородных газов получают значительно меньше, они дороги.

4. Свойства. Благородные газы - бесцветные, газообразные при комнатной температуре вещества. Конфигурация внешнего электронного слоя атомов гелия 1s2 остальных элементов подгруппы VIIIA—ns2np8. Завершенностью электронных оболочек объясняется одноатомность молекул благородных газов, весьма малая их поляризуемость, низкие т. пл., т. кип., и химическая инертность.

Рассматриваемые вещества при низкой температуре образуют друг с другом твердые растворы (исключением является гелий). Известны клатратные соединения благородных газов, в которых их атомы заключены в пустоты кристаллических решеток различных веществ. Такие соединения - гидраты благородных газов - образует лед (наиболее прочен клатрат с ксеноном). Состав гидратов отвечает формуле 8Э*46Н2О, или Э*5,75Н2О. Известны клатраты с фенолом, например Хе-ЗС6Н5ОН. Весьма прочны клатраты благородных газов с гидрохиноном С6Н4(ОН)2. Их получают, кристаллизуя гидрохинон под давлением благородного газа (4 МПа ) Эти клатраты вполне стабильны при комнатной температуре. Не и Ne не образуют клатратов, так как их атомы слишком малы и «ускользают» из пустот кристаллических решеток.

Гелий обладает уникальными особенностями. При 101 кПа он не кристаллизуется (для этого необходимо давление, превышающее 2,5 МПа при Т = 1К). Кроме того, при Т = 2,19 К (при нормальном давлении) он переходит в низкотемпературную жидкую модификацию Не (II), обладающего поразительными особенностями' спокойным кипением, огромной способностью проводить теплоту и отсутствием вязкости (сверхтекучестью). Сверхтекучесть Не (II) была' открыта П. Л Капицей (1938 г.) и объяснена на основе квантово-механических представлений Л. Д. Ландау (1941 г.).

5. Соединения. Возможность существования соединений благородных газов (фторидов Кг и Хе). Сейчас известны соединения криптона, ксенона и радона. Соединения криптона немногочисленны, они существуют только при низкой температуре. Соединения радона должны быть наиболее многочисленны и прочны, но их получению и исследованию мешает очень высокая альфа-радиоактивность Rn, так как излучение разрушает образуемые им вещества. Поэтому данных о соединениях Rn мало.

Ксенон -непосредственно взаимодействует только с фтором и некоторыми фторидами, например PtF6. Фториды ксенона служат исходными веществами для получения других его соединений.

При нагревании с фтором при атмосферном давлении образутся в основном ХеF4 (т. пл. 135°С). При действии избытка фтора давлении 6 МПа получается XeF6 (т. пл. 49 °С). Действуя па Смесь Хе с F2 или CF4 электрическим разрядом или ультрафиолетовым излучением, синтезируют XeF2 (т. пл. 140 °С).

Все фториды ксенопа энергично реагируют с водой, подвергаясь гидролизу, который обычно сопровождается диспропорцнонированием. Гидролиз XeF4 в кислой среде происходит по схеме 3Хе(+4) => Хе°+2Хе(+5) а в щелочной среде так:

ZXе(+4) =>.Хе0+Xe(+8)

NH₃

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, HNH = 107,3. Атом азота находится в sp³- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N-H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH₃ - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

плотность по воздуху = MNH₃ / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t╟ кип.= -33,4C; tпл.= -78C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие tкип. и tпл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t=20C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

Получение

1. Промышленный способ

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

(p=1000 атм; t= 500C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂═ ^t═ CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH═ ^t═ K₂SO₄ + 2NH₃ + 2Н₂O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус - синий; фенолфталеин - малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH₃ + Н₂O = NH₄OH = NH₄⁺ + OH^-

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ = NH₄HCO₃

Аммиак - восстановитель (окисляется до N₂O или NO)

1. Разложение при нагревании

2NH₃═ ^t═ N₂ + 3H₂

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6Н₂O

b) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6Н₂O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3Н₂O

Кроме NH3, известны два других водородных соединения азота - гидразин N2Н4 и азотисто водородная кислота HN3 (есть еще несколько соединений азота с водородом, но они малоустойчивы и практически не используются)

Гидразин получают окислением аммиака в водном растворе гипохлоритом натрия (метод Рашига):

2NH3+NaOCl —>• N2H3 + NaCl + Н2О

Гидразин - жидкость, т. пл 2°С, т. кип. 114°С с запахом, напоминающим запах NH3. Ядовит, взрывчат. Часто используют не безводный гидразин, а гидразин - гидрат N2H4-H2O, т. пл. -"52°С, т. кип. 119°С. Молекула N2H4 состоит из двух групп NН2,

Благодаря наличию двух неподеленных пар у атомов N гидразин способен к присоединению ионов водорода; легко образуются соединения гидразония: гидроксид .N2H5OH, хлорид N2Н5Сl, гидросульфат N2H5HSO4 и т. д. Иногда их формулы записывают N2H4-H2O, N2H4-HC1, N2H4-H2S04 и т. д и называют гидразингидрат, хлористоводородный гидразин, сернокислый гидразин и т. д. Большинство солей гидразония растворимо в воде.

Сравним силу основании, образуемых в водном растворе NH3, NH2OH и N2H4.

По устойчивости N2H4 значительно уступает NНз, так как связь N—N не очень прочна. Гидразин горит на воздухе:

N2H4 (ж) + О2 (г) = n2 (г) + 2Н2О (г);

В растворах гидразин обычно также окисляется до N2. Восстановить гидразин (до NH3) можно только сильными восстановителями, например, Sn2+, Ti3+, Zn:

N2H4 + Zn + 4HC1 => 2NH4C1 + ZnCl2

Азотистоводородную кислоту HN3 получают действием H2S04 на азид натрия NaNs, который синтезируют по реакции;

t

2NaNH2 + N2O —> NaNa + NaOH + NHa

HN3 — жидкость, т. пл. -80 °С, т. кип. 37 °С, с резким запахом. Очень легко взрывает с огромной силой, ее разбавленные водные растворы не взрывчаты.

Можно также представить строение HN3 наложением валентных схем

Н—N=N=N и h—n—n=n°!

НNз — слабая кислота (К = Ю-⁵). Соли HN3—азиды обычно сильно взрывчаты (не взрывчаты только азиды щелочных металлов, за исключением LiN3).