nekrasovI (1114433), страница 140
Текст из файла (страница 140)
Например, АКС! (ПР = 1 !О '") легко растворяется в избытке аммиака, тогда как АК! (ПР =- 4 Ю ") в ием практически нерастворимо, Последнее обусловлено тем, что отвечающая произведению растворимости Ак! концентрации Ак меньше, чем то соответствует диссоциация сравнительно нестойкого комплексного нона (Аи(мыз)1)ч Олнзко, заменял амипзк на КСХ, можно добптьси растворения и АК1, так как в этом сл>чае та же сзчзя концентрация АК уже достзточпа для образования гораздо более устойчивого комплексного иона (Ае(СХ)2)'. Растворение осадков в результате комплексообразовзния часто испочьауется аналитической химией С другой стороны, ао многих случаях оно же заставляет при реакциях осаждения остерегаться большого избытка осадителя.
Например, если осаждать ЛЕ с помощью раствора ХаС1, то оказывается, что последовательное повышение концентрации его избытка сопровождается сперва показ<синем концентрации оставшегося в растворе серебра, а затеи ее быстрым повышением вследствии образования комплексных ионов (АЯС!1)'. концентрация нис1. мольгл ....
О 0.001 Олхтэ О.зэ 0,9 1,9 зл 3 3 Растворимость Аксь ммиль/л... 0013 0,0007 0,0019 О,оп О.!О 039 1О.О 21,9 13) Во многих случаях комплексообраэованне является промежуточной стадией окислительио-восстановительного процесса, обеспечивающей к о н т а к т между окислителем н восстановителем. Например, взаимодействие между 5пС!1 и ГеС1, не может идти непосредственно по простой суммарной схеме 2Ге" + 5п" = 2Ге" + 5п' из за взаимного отталкивания о д н о н м е н н о заряженных исходных ионов. На самом деле реакция эта проходит, по-видимому, через следующие промежуточные стадии: 5пС12+ 2СГ ч=л 5пС(", 5пС!",+ Ге"' — ь Ге" + 5пС(,' 5пС(', + Ге-' — ь Ге-+ 5пС1, Вызванное комплексообразованием изменение заряда восстановителя (50) па п р от и в о и о л о ж н ы й заряду окислителя (Ге) и создает благопрнитпые условия для контакта между обоими участниками реакции.
В 3. Кислородные соединения азота. Для азота известны окислы, по составу формально отвечающие всем его взлентностям от единицы до пяти. Их формулы и названия сопоставлены ниже: Х20 ХО Х101 ХО1 ХО илии«ь ики, ь иьитистия лиуииись лзотиыа азата азот» аигидрил или<и иигицрил Азотный ангидрид представляет собой твердое вещество, з остальные окислы при обычных условиях газообразны.'' Закись азота может быть получена разложением азотнокислого аммония, протекающим около 250'С по уравнению: (х(ИлМОл=9112О + М20+ 9 ккал ,414 1Х. Пятая гркяяа яериодичегяоа системы Структура молекулы ИзО соответствует формуле И= — И=О.
Закись азота представляет собой бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. В воде она довольно хорошо растворикеа, но химически с ней не взаимодействует. Выше 500'С закись азота разлагается по реакции 2ХзО = 2И, + О, + 39 ккал Поэтому при повышенных температурах она действует как сильный окислитель. Например, тлеющая лучина вспыхивает в ней.
Вдыхание закиси азота в смеси с воздухом 'вызывает характерное состояние опьянения, сопровождающееся ослаблением болевых ошуше- ний, На этом основано использование ХзО при зебр операциях в качестве наркотика.з-' $ Образование окиси азота из элементов при Ъс обычных условиях ае происходит. Лишь пример'й но с 1200'С начинает заметно протекать обра- ~Э тимая реакция: Из+От+ 43 ккал ~=я 2ИО Как следует из рис.
1Х-19. около 1500'С рав- новесие еше почти нацело смещено влево. Устайг навливается оно при этих условиях чрезвычай- Ф но медленно: для достижения равновесного со:яв,ияг эзар з~ут стояния требуется 30 ч. Напротив, более высо- ким температурам отвечает не только большее Рис. !Х-19. Равновесие содержание ИО в газовой смеси, но и несравсннтезз окиси азота. пенно более быстрое достижение равновесия, ко- торое при 3000'С устанавливается практически мгновенно. По этим причкнам ХО всегда образуется в атмосфере при грозовых разрядах.
Несмотря на эндотермичность окиси азота, при обычных условиях она вполне устойчива. В лабораториях ее чаще всего получают по реакции ЗСц + ЗНИОз = ЗСц(ХО,)г + 2ХО + 4НгО Окись азота представляет собой бесцветный газ, сравнительно малорастворимый в воде и химически с ней пе взаимодействующий. Свой кислород она отдает лишь с трудом, Поэтому горяшая лучина в атмосфере ИО гаснет. е-" Наиболее характерны для окиси азота реа кц и и п р и соедине. н и я. Так, при взаимодействии ее с хлором по реакции 2ИО + С! е = 2ХОС! + 18 ккал образуется хлористый нитрозил (С1 — И=О), представляющий собой желтый газ.
Непосредственно соединяется ИО и с кислородом. Известен также ряд комплексных соединений, содержащих ИО во внутренней сфере. 'з 'з Спокойно протекающая реакция соединения ИО с кислородом воздуха ведет к образованию двуокиси азота по уравнению 2ХО+ Ое — — 2ИОз+ 27 ккал Двуокись азота представляет собой бурый газ, легко сгушаюшийся в жидкость, кипяшую при +2! 'С. Будучи охлаждена ниже — 11'С, жидкость эта застывает в бесцветную кристаллическую массу. Определение молекулярного веса в газообразном состоянии дает цифры, ле- 4 8.
Кислородные соединения авета 41о жашне между простым (14+ 2 16 = 46) и удвоенным (92) его значе- ниями, причем цифры этн изменяются в зависимости от температуры опыта, уменьшаясь прн ее повышении и увеличиваясь прн понижении. Такие результаты обусловлены наличием равновесия между моле- кулами двуокиси азота (ХОг) и плотноватой окиси (ХгОа). Определе- ние молекулярного веса около 140'С показывает, что при этих условиях в газе имеются только мо- /Ю лскулы двуокиси азота, тогд';~ как прн более низ- ких температурах онн частично соединяются по- парно, образуя молекулы ХгО,. Так как процесс образования из нейтральных молекул одного $ ей и то го ж е вегцества более сложных частиц с удвоенным, утроенным н т.
д. молекулярныкг ве- ед сом называется спглммеризацисй, можно ска- Й зать, что при температуре ниже !40 "С ХО ча- р лг стично п о л и м е р н з у с т с я (точнее — димери- зуется) в Х,Оа. Это происходит тем в большей степени, чем ниже температура, и вблизи точки замерзания ( — ! 1'С) вещество состоит уже исклн>чнтельно из молекул ХгОа.
Напротив, прн нагревании азотноватая окись диссоциирует на простые мо- лекулы. Каждойг промежуточной между — !1'С и +140'С температуре отве- чает определенное состояние равновесия обратимой реакции: днмарнаадня ХОг+ ХОг н-— ХгОа+ 14 ккал днссоцнацня Положения этого равновесия при различных температурах показаны на рис. 1Х-20. Так как азотноватая окись бесцветна, а двуокись азота имеет красно-бурый цвет, за смешением равновесия при нагревании о или охлаждении газовой смеси легко следить по изменению ее окраски. Склонность молекул О=Х=О к взаимо- и ы действию друг с другом обусловлена наличий ей'л ем в каждой из них одного непарного алекса аа трона (при атоме азота). Сочетание двух таких электронов и создает связь !)! — Х в молекуле Х,Оа.
Неустойчивость последней является следствием непрочности этой связи. Пространственное строение молекул ХО, н Х Оа показано на рис. 1Х-2!. Двуокись азота является очень сильным окислителем. Уголь, сера, фосфор и т. и. легко сгорают в ней. С парами многих органических веществ она дает взрывчатые смеси. Склонность к реакциям присо- единения выражена у двуокиси азота значительно слабее, чем у окиси." го Взаимодействие ХОг с ХО по обратимой реакции ХОг + ХО и=- ХгОз + ! 0 ккал ведет к частичному образованию азотистого ангидрида (ХгОэ), кото- рый при охлаждении может быть получен в виде синей жидкости, В обычных условиях он неустойчив и равновесие сильно смещено влево и-гв гд Сд ар~ Рнс.
1Х-20. Равновесие системы Х,О, 2МОа. Рнс. 1Х.21. Пространственное строение моленулы ХОа н МаОе !Х. Пятая гуиааа аеуиааииссиай системы Растворение НО„(или Х Ос) в воде сопровождается образонаниеч азотной (НХОе) и изогистой (НЧОз) кислот: 1Ч Оя + Н О = Н~О, + Н)ЧО Тогда как азотная кислота в растворе устойчива, азотистая распадается по обратимой реакции: 2НтЧОе и=и Н;О + Ч Оз — Н О + ХОг + ЧО Поэтому взаимодействие )ЧОз с водой и р а к т и чески идет по уравнению ЗЧОе+ НеО = 2Н)ЧО, + ЫО Если растворение двуокиси азота вести в присутствии избытка кис- лорода (воздуха), то выделяющаяся ХО окисляется им до ХОй Прн этих условиях можно полностью перевести двуокись азота в азотную кислоту по суммарнон схеме 4)ЧОй + 2НгО + Ог = 4Н)ЧОе Подобным же образом (с образованием солей НХОз) протекает рас- творение )ЧОе в щелочах прн наличии избытка кислорода.
Напротив, в отсутствие последнего по реакции, например 2)ЧОе+ 2ЧаОН = Ха)ЧО, + НаХО, + Н.О образуется смесь солей азотной и азотистой кислот (в отличие от са- мон НЧОз соли ее устойчивы). Соли азотистой кислоты называются а з о т и с т о к и с л ы и и нлн н игр и та м н. Подобно самому авиону ХОи большинство их бесцвет- но.
Почти все ннтриты хорошо растворнмы в воде (хуже друп|х— АдХОз). Чаще всего встречается в практике )ЧаХОь который получают обычно по схеме )ЧОз + ХО + 2ЧаОН = 2сЧатЧОз + Н,О Соль эта используется при производстве органических красителей. м Сама азотистая кислота известна только в разбавленных водных растворах. По силе она лишь немного превышает уксусную кислоту, Наиболее характерны для нес сильно выраженные о к и ел и тел ь н ы е свойства, причем восстанавливается она в большинстве случаев до )ЧО.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
