Obținerea nitriților din acidul azot. Acid azot. Aplicarea acidului azot
Acid azotic. Acidul azotic pur HNO 3 este un lichid incolor cu o densitate de 1,51 g / cm la - 42 ° C, solidificându-se într-o masă cristalină transparentă. În aer, ca și acidul clorhidric concentrat, „fumă”, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu „umiditate în aer,
Acidul azotic nu diferă în putere, deja sub influența luminii, se descompune treptat:
Cu cât temperatura este mai mare și acidul este mai concentrat, cu atât descompunerea este mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.
Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluții diluate, se descompune complet în ioni H + și - NO 3.
Proprietățile oxidante ale acidului azotic. O proprietate caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acid azotic-un
dintre cei mai energici oxidanţi. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Deci, atunci când sulful este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic. Un jar mocnit scufundat în HNO3 concentrat se aprinde puternic.
Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor metalelor (cu excepția aurului, platinei, tantalului, rodiului, iridiului), transformându-le în nitrați, iar unele metale în oxizi.
HNO 3 concentrat pasivează unele metale. Lomonosov a mai descoperit că fierul, care se dizolvă ușor în acid azotic diluat, nu se dizolvă.
în HNO3 concentrat la rece. Ulterior s-a constatat că acidul azotic are un efect similar asupra cromului și aluminiului. Aceste metale merg sub
acţiunea acidului azotic concentrat în stare pasivă.
Gradul de oxidare a azotului din acidul azotic este 4-5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:
chitanta.
1. În laborator, acidul azotic se obține prin reacția nitraților anhidri cu acid sulfuric concentrat:
Ba (NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 → BaS0 4 ↓ + 2HNO 3.
2. În industrie, producția de acid azotic se desfășoară în trei etape:
1. Oxidarea amoniacului la oxid nitric (II):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O
2. Oxidarea oxidului de azot (II) în oxid de azot (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2
3. Dizolvarea oxidului nitric (IV) în apă cu exces de oxigen:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3
Proprietăți chimice . Prezintă toate proprietățile acizilor. Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi minerali.
1. În solutii apoase este complet disociat în ioni:
HNO3 → H + + NO - 3
2. Reacţionează cu oxizii metalici:
MgO + 2HNO3 → Mg (NO3)2 + H2O,
3. Reacţionează cu bazele:
Mg (OH) 2 + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + 2H 2 O,
4. HNO 3 concentrat, atunci când interacționează cu metalele cele mai active la Al, se reduce la N 2 O. De exemplu:
4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O
5. HNO 3 concentrat atunci când interacționează cu metale mai puțin active (Ni, Cu, Ag, Hg) este redus la NO 2. De exemplu:
4HNO3 + Ni → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
6. În mod similar, HNO3 concentrat reacționează cu nemetale. Nemetalul este oxidat. De exemplu:
5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.
C acid azotic olis - nitrați când sunt încălzite, se descompun conform schemei:
în stânga Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2
Mg - Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2
la dreapta Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2
Aplicație.
Acidul azotic este folosit pentru a produce îngrășăminte cu azot, medicamente și explozivi.
Hidrogen. Structura atomului, proprietățile fizice și chimice, producția și utilizarea hidrogenului.
HIDROGEN, H, element chimic cu număr atomic 1, masă atomică 1,00794.
Hidrogenul natural constă dintr-un amestec de doi nuclizi stabili cu numere de masă 1,007825 (99,985% în amestec) și 2,0140 (0,015%). În plus, în hidrogenul natural există întotdeauna cantități neglijabile de nuclid radioactiv - tritiu 3 H (timp de înjumătățire T1 / 2 = 12,43 ani). Deoarece nucleul atomului de hidrogen conține doar 1 proton (nu pot fi mai puțini protoni în nucleul unui atom), uneori se spune că hidrogenul formează limita inferioară naturală a sistemului periodic de elemente al lui DI Mendeleev (deși elementul hidrogen însuși este situat în tabelele din partea superioară). Elementul hidrogen este situat în prima perioadă a tabelului periodic. Aparține atât grupei I (grupa IA a metalelor alcaline), cât și grupei a 7-a (grupa VIIA halogenilor).
Masele atomilor din izotopii de hidrogen diferă foarte mult (de câteva ori). Acest lucru duce la diferențe vizibile în comportamentul lor în procesele fizice (distilare, electroliză etc.) și la anumite diferențe chimice (diferențele de comportament ale izotopilor unui element sunt numite efecte izotopice; pentru hidrogen, efectele izotopice sunt cele mai semnificative). Prin urmare, spre deosebire de izotopii tuturor celorlalte elemente, izotopii de hidrogen au simboluri și nume speciale. Hidrogenul cu un număr de masă de 1 se numește hidrogen ușor, sau protium (lat. Protium, din grecescul protos - primul), notat cu simbolul H, iar nucleul său se numește proton, simbol p. Hidrogenul cu un număr de masă de 2 se numește hidrogen greu, deuteriu (latina Deuterium, din grecescul deuteros - al doilea), simbolurile 2 H sau D (a se citi „de”) sunt folosite pentru a-l desemna, nucleul d este deuteron. Un izotop radioactiv cu un număr de masă de 3 se numește hidrogen supergreu, sau tritiu (lat. Tritum, din grecescul tritos - al treilea), simbolul 3 H sau T (a se citi „cele”), nucleul t este un triton.
Configurația singurului strat de electroni al atomului de hidrogen neutru neexcitat este 1s1. În compuși, prezintă stări de oxidare +1 și, mai rar, -1 (valență I). Raza atomului de hidrogen neutru este de 0,0529 nm. Energia de ionizare a atomului este de 13,595 eV, afinitatea electronilor este de 0,75 eV. Pe scara Pauling, electronegativitatea hidrogenului este 2,20. Hidrogenul este unul dintre nemetale.
În forma sa liberă, este un gaz ușor, inflamabil, fără culoare, miros sau gust.
Fizice și Proprietăți chimice: în condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor ușor (densitate în condiții normale 0,0899 kg/m 3). Punct de topire -259,15°C, punctul de fierbere -252,7°C. Hidrogenul lichid (la punctul de fierbere) are o densitate de 70,8 kg/m 3 și este cel mai ușor lichid. Potențialul standard al electrodului H 2 / H– într-o soluție apoasă este luat egal cu 0. Hidrogenul este slab solubil în apă: la 0 ° C, solubilitatea este mai mică de 0,02 cm 3 / ml, dar este foarte solubil în unele metale (fier burete și altele), deosebit de bun - în paladiu metalic (aproximativ 850 volume de hidrogen într-un volum de metal). Căldura de ardere a hidrogenului este de 143,06 MJ/kg.
Există sub formă de molecule diatomice de H 2. Constanta de disociere a lui H2 în atomi la 300 K este 2,56 10–34. Energia de disociere a moleculei de H 2 în atomi este de 436 kJ/mol. Distanța internucleară în molecula de H2 este de 0,07414 nm.
Deoarece nucleul fiecărui atom de H care face parte din moleculă are propriul spin, hidrogenul molecular poate fi în două forme: sub formă de ortohidrogen (oH 2) (ambele spini au aceeași orientare) și sub formă de parahidrogen ( pH 2 ) (spatele au orientări diferite). În condiții normale, hidrogenul normal este un amestec de 75% o-H2 și 25% p-H2. Proprietățile fizice ale p- și o-H 2 diferă ușor unele de altele. Astfel, dacă punctul de fierbere pur o-n 2 20,45 K, apoi p-N 2 - 20,26 K pur. Pornirea-n 2 în p-H2 este însoțită de eliberarea a 1418 J/mol de căldură.
Rezistența ridicată a legăturii chimice dintre atomi din molecula H 2 (care, de exemplu, folosind metoda orbitalului molecular, poate fi explicată prin faptul că în această moleculă perechea de electroni se află în orbitalul de legătură, iar orbitalul de slăbire este nepopulat cu electroni) duce la faptul că la temperatura camerei hidrogenul gazos este inactiv din punct de vedere chimic. Deci, fără încălzire, prin amestecare simplă, hidrogenul reacţionează (cu explozie) numai cu fluor gazos (F):
H 2 + F 2 \u003d 2HF + Q.
Dacă un amestec de hidrogen și clor (Cl) la temperatura camerei este iradiat cu lumină ultravioletă, atunci se observă o formare imediată de acid clorhidric HCl. Reacția hidrogenului cu oxigenul (O) are loc cu o explozie dacă la amestecul acestor gaze se adaugă un catalizator - paladiu metalic (Pd) (sau platină (Pt)). Când este aprins, un amestec de hidrogen și oxigen (O) (așa-numitul gaz exploziv) explodează, iar o explozie poate apărea în amestecuri în care conținutul de hidrogen este de la 5 la 95 procente în volum. Hidrogenul pur în aer sau în oxigen pur (O) arde în liniște cu degajarea unei cantități mari de căldură:
H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol
Dacă hidrogenul interacționează cu alte nemetale și metale, atunci numai în anumite condiții (încălzire, presiune ridicată, prezența unui catalizator). Deci, hidrogenul reacționează reversibil cu azotul (N) la presiune ridicată (20-30 MPa și mai mult) și la o temperatură de 300-400 ° C în prezența unui catalizator - fier (Fe):
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
De asemenea, numai atunci când este încălzit, hidrogenul reacţionează cu sulful (S) pentru a forma hidrogen sulfurat H 2 S, cu brom (Br) - pentru a forma acid bromhidric HBr, cu iod (I) - pentru a forma hidrogen iodură HI. Hidrogenul reacţionează cu cărbunele (grafitul) formând un amestec de hidrocarburi de diferite compoziţii. Hidrogenul nu interacționează direct cu borul (B), siliciul (Si), fosforul (P), compușii acestor elemente cu hidrogenul se obțin indirect.
Când este încălzit, hidrogenul este capabil să reacționeze cu metalele alcaline, alcalino-pământoase și magneziul (Mg) pentru a forma compuși cu legături ionice, care conțin hidrogen în starea de oxidare –1. Deci, atunci când calciul este încălzit într-o atmosferă de hidrogen, se formează o hidrură asemănătoare sării cu compoziția CaH2. Hidrura polimerică de aluminiu (AlH 3) x - unul dintre cei mai puternici agenți reducători - este obținută indirect (de exemplu, folosind compuși de organoaluminiu). Cu multe metale de tranziție (de exemplu, zirconiu (Zr), hafniu (Hf) etc.), hidrogenul formează compuși cu compoziție variabilă (soluții solide).
Hidrogenul este capabil să reacționeze nu numai cu multe substanțe simple, ci și cu substanțe complexe. În primul rând, trebuie remarcată capacitatea hidrogenului de a reduce multe metale din oxizii lor (cum ar fi fier (Fe), nichel (Ni), plumb (Pb), wolfram (W), cupru (Cu) etc.) . Deci, atunci când este încălzit la o temperatură de 400-450 ° C și peste, fierul (Fe) este redus de hidrogen din oricare dintre oxizii săi, de exemplu:
Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O.
Trebuie remarcat faptul că numai metalele situate în seria potențialelor standard din spatele manganului (Mn) pot fi reduse din oxizi prin hidrogen. Metalele mai active (inclusiv manganul (Mn)) nu sunt reduse la metal din oxizi.
Hidrogenul este capabil să se adauge la o legătură dublă sau triplă la mulți compuși organici (acestea sunt așa-numitele reacții de hidrogenare). De exemplu, în prezența unui catalizator de nichel, poate fi efectuată hidrogenarea etilenei C2H4 și se formează etan C2H6:
C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.
Interacțiunea monoxidului de carbon (II) și a hidrogenului în industrie produce metanol:
2H 2 + CO \u003d CH 3 OH.
În compușii în care un atom de hidrogen este conectat la un atom al unui element mai electronegativ E (E \u003d F, Cl, O, N), între molecule se formează legături de hidrogen (doi atomi de E ai aceluiași sau a două elemente diferite sunt interconectați). prin atomul de H: E "... N ... E"", cu toți cei trei atomi situati pe aceeași linie dreaptă). Astfel de legături există între moleculele de apă, amoniac, metanol etc. și duc la o vizibilitate creșterea punctelor de fierbere ale acestor substanțe, creșterea căldurii de evaporare etc.
Chitanță: Hidrogenul poate fi obținut în multe moduri. În industrie, gazele naturale sunt folosite pentru aceasta, precum și gazele obținute din rafinarea petrolului, cocsificarea și gazeificarea cărbunelui și a altor combustibili. În producția de hidrogen din gaze naturale (componenta principală este metanul), se realizează interacțiunea catalitică a acestuia cu vaporii de apă și oxidarea incompletă cu oxigenul (O):
CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 și CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO 2 + 2H 2
Separarea hidrogenului de gazul de cocs și gazele de rafinărie se bazează pe lichefierea lor în timpul răcirii profunde și îndepărtarea din amestecul de gaze care sunt mai ușor lichefiate decât hidrogenul. În prezența energiei electrice ieftine, hidrogenul este obținut prin electroliza apei, trecând curent prin soluții alcaline. În condiții de laborator, hidrogenul este ușor de obținut prin interacțiunea metalelor cu acizii, de exemplu, zincul (Zn) cu acidul clorhidric.
Aplicație: hidrogenul este utilizat în sinteza amoniacului NH3, acid clorhidric HCl, metanol CH 3 OH, în hidrocracarea (cracarea în atmosferă de hidrogen) a hidrocarburilor naturale, ca agent reducător în producerea anumitor metale. Prin hidrogenarea uleiurilor vegetale naturale se obtine grasime tare - margarina. Hidrogenul lichid este utilizat ca combustibil pentru rachete și, de asemenea, ca lichid de răcire. La sudare se folosește un amestec de oxigen (O) și hidrogen.
La un moment dat, s-a sugerat că, în viitorul apropiat, reacția de ardere a hidrogenului va deveni principala sursă de producere a energiei, iar energia cu hidrogen va înlocui sursele tradiționale de producere a energiei (cărbune, petrol etc.). În același timp, s-a presupus că pentru producerea hidrogenului pe scară largă ar fi posibilă utilizarea electroliza apei. Electroliza apei este un proces destul de consumator de energie, iar în prezent este neprofitabilă obținerea hidrogenului prin electroliză la scară industrială. Dar era de așteptat ca electroliza să se bazeze pe utilizarea căldurii la temperatură medie (500-600°C), care apare în cantități mari în timpul funcționării centralelor nucleare. Această căldură are o utilizare limitată, iar posibilitatea de a obține hidrogen cu ajutorul ei ar rezolva atât problema ecologiei (când hidrogenul este ars în aer, cantitatea de substanțe dăunătoare mediului formată este minimă), cât și problema utilizării temperaturii medii. căldură. Cu toate acestea, după dezastrul de la Cernobîl, dezvoltarea energiei nucleare este restrânsă peste tot, astfel încât sursa indicată de energie devine inaccesibilă. Prin urmare, perspectivele pentru utilizarea pe scară largă a hidrogenului ca sursă de energie sunt încă în schimbare, cel puțin până la mijlocul secolului al XXI-lea.
Caracteristicile circulației : hidrogenul nu este otrăvitor, dar atunci când îl manipulăm, trebuie să ținem cont constant de pericolul ridicat de incendiu și explozie, iar riscul de explozie al hidrogenului este crescut datorită capacității mari a gazului de a difuza chiar și prin unele materiale solide. Înainte de a începe orice operațiune de încălzire într-o atmosferă de hidrogen, trebuie să vă asigurați că este curată (la aprinderea hidrogenului într-o eprubetă întoarsă cu susul în jos, sunetul trebuie să fie tern, nu lătrat).
27 Poziția microorganismelor în sistemul lumii vii. Diversitatea microorganismelor și comunitatea lor cu alte organisme. Caracteristicile esențiale ale microorganismelor sunt: dimensiunea mică a celulei, activitatea metabolică ridicată, plasticitatea ridicată a metabolismului lor (adaptare rapidă la condițiile de mediu în schimbare, „ubicuitate”), capacitatea de a se reproduce rapid, diferențierea morfologică slabă și o varietate de procese metabolice.
Microorganisme, (microbi) - denumirea colectivă pentru un grup de organisme vii care sunt prea mici pentru a fi vizibile cu ochiul liber (dimensiunea lor caracteristică este mai mică de 0,1 mm). Compoziția microorganismelor include atât nenucleare (procariote: bacterii, arhee) cât și eucariote: unele ciuperci, protisti, dar nu viruși, care sunt de obicei izolate în grup separat. Majoritatea microorganismelor constau dintr-o singură celulă, dar există și microorganisme pluricelulare, la fel cum sunt unele macroorganisme unicelulare vizibile cu ochiul liber, precum Thiomargarita namibiensis, reprezentanți ai genului Caulerpa (sunt policarioni giganți). Microbiologia este studiul acestor organisme.
Ubicuitatea și puterea totală a potențialului metabolic al microorganismelor determină rolul lor cel mai important în circulația substanțelor și menținerea echilibrului dinamic în biosfera Pământului.
O scurtă trecere în revistă a diverșilor reprezentanți ai microcosmosului, care ocupă anumite „etaje” de dimensiune, arată că, de regulă, dimensiunea obiectelor este în mod cert legată de complexitatea lor structurală. Limita inferioară de dimensiune pentru un organism unicelular cu viață liberă este determinată de spațiul necesar pentru a împacheta în interiorul celulei aparatul necesar existenței independente. Limitarea limitei superioare a dimensiunii microorganismelor este determinată, conform conceptelor moderne, de relația dintre suprafața celulei și volum. Odată cu creșterea dimensiunilor celulare, suprafața crește în pătrat, iar volumul în cub, astfel încât raportul dintre aceste valori se deplasează către acesta din urmă.
Microorganismele trăiesc aproape peste tot unde există apă, inclusiv izvoarele termale, fundul oceanelor lumii și, de asemenea, adânc în interiorul scoarței terestre. Ele reprezintă o verigă importantă în metabolismul în ecosisteme, acționând în principal ca descompunetori, dar în unele ecosisteme sunt singurii producători de biomasă.
Microorganismele care trăiesc în diferite medii participă la ciclul sulfului, fierului, fosforului și altor elemente, descompun substanțele organice de origine animală, vegetală, precum și de origine abiogenă (metan, parafine), asigură autopurificarea apei în rezervoare.
Cu toate acestea, nu toate tipurile de microorganisme sunt benefice pentru oameni. Un număr foarte mare de specii de microorganisme este oportuniste sau patogene pentru oameni și animale. Unele microorganisme provoacă daune produselor agricole, epuizează solul cu azot, provoacă poluarea corpurilor de apă și acumularea de substanțe toxice (de exemplu, toxine microbiene) în produsele alimentare.
Microorganismele se caracterizează printr-o bună adaptabilitate la acțiunea factorilor de mediu. Diverse microorganisme pot crește la temperaturi de la -6° la +50-75°. Recordul de supraviețuire la temperatură ridicată a fost stabilit de arhee, unele dintre culturile studiate cresc pe medii nutritive peste 110 ° C, de exemplu, Methanopyrus kandleri (tulpina 116) crește la 122 ° C, o temperatură record pentru toate cele cunoscute. organisme.
În natură, habitatele cu această temperatură există sub presiune în izvoare vulcanice fierbinți de pe fundul oceanelor (fumătorii negri).
Sunt cunoscute microorganisme care prosperă la niveluri de radiații ionizante care sunt fatale pentru creaturile pluricelulare, într-o gamă largă de valori ale pH-ului, la concentrație de clorură de sodiu de 25%, în condiții de conținuturi variate de oxigen până la absența completă a acestuia (microorganisme anaerobe).
În același timp, microorganismele patogene provoacă boli la oameni, animale și plante.
Cele mai larg acceptate teorii despre originea vieții pe Pământ sugerează că protomicroorganismele au fost primele organisme vii care au apărut prin evoluție.
În prezent, toate microorganismele sunt împărțite în 3 regnuri:
1. Procariota. Toate tipurile de bacterii, rickettsia, chlamydia, micoplasmele etc. pot fi atribuite acestui regat. Celulele au un nucleu cu un singur cromozom. Nucleul nu este separat de citoplasma celulei. Un simplu ciclu de împărțire prin constricție. Există o serie de organele unice, cum ar fi plasmidele, mezosomii. Nu există nicio capacitate de fotosinteză.
2. Eucariotae. Reprezentanții acestui regat sunt ciupercile și protozoarele. Celula conţine un nucleu, delimitat de citoplasmă printr-o membrană, cu mai mulţi cromozomi. Există o serie de organite caracteristice animalelor superioare: mitocondriile, reticulul endoplasmatic, aparatul Golgi. Unii reprezentanți ai acestui regat au cloroplaste și sunt capabili de fotosinteză. Au un ciclu de viață complex.
3. Vira. Virușii aparțin acestui regat. Semnul distinctiv al unui virion este prezența unui singur tip de acid nucleic: ARN sau ADN închis într-o capsidă. Este posibil ca un virus să nu aibă un înveliș exterior comun. Reproducerea virusului poate avea loc numai după încorporarea într-o altă celulă, unde are loc replicarea.
Acidul azot este un acid slab monobazic care poate exista numai în soluții apoase albastre diluate și sub formă gazoasă. Sărurile acestui acid se numesc nitriți sau nitriți. Sunt toxice și mai stabile decât acidul în sine. Formula chimica din această substanță arată astfel: HNO2.
Proprietăți fizice:
1. Masă molară egal cu 47 g/mol.
2. este egal cu 27 a.m.u.
3. Densitatea este 1,6.
4. Punctul de topire este de 42 de grade.
5. Punctul de fierbere este de 158 de grade.
Proprietăți chimice acid azotat s
1. Dacă o soluție cu acid azot este încălzită, va avea loc următoarea reacție chimică:
3HNO2 (acid azot) \u003d HNO3 (acid azotic) + 2NO este eliberat sub formă de gaz) + H2O (apă)
2. Se disociază în soluții apoase și este ușor deplasat din săruri de acizi mai puternici:
H2SO4 (acid sulfuric) + 2NaNO2 (nitrit de sodiu) = Na2SO4 (sulfat de sodiu) + 2HNO2 (acid azot)
3. Substanța pe care o luăm în considerare poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Când este expus la agenți oxidanți mai puternici (de exemplu: clor, peroxid de hidrogen H2O2, se oxidează la acid azotic (în unele cazuri, se formează o sare de acid azotic):
Proprietăți de restaurare:
HNO2 (acid azot) + H2O2 (peroxid de hidrogen) = HNO3 (acid azot) + H2O (apă)
HNO2 + Cl2 (clor) + H2O (apă) = HNO3 (acid azotic) + 2HCl (acid clorhidric)
5HNO2 (acid azot) + 2HMnO4 \u003d 2Mn (NO3) 2 (nitrat de mangan, sare de acid azotic) + HNO3 (acid azotic) + 3H2O (apă)
Proprietăți oxidante:
2HNO2 (acid azot) + 2HI = 2NO (oxid de oxigen, sub formă de gaz) + I2 (iod) + 2H2O (apă)
Obținerea acidului azot
Această substanță poate fi obținută în mai multe moduri:
1. La dizolvarea oxidului de azot (III) în apă:
N2O3 (oxid nitric) + H2O (apă) = 2HNO3 (acid azot)
2. La dizolvarea oxidului de azot (IV) în apă:
2NO3 (oxid azotic) + H2O (apă) = HNO3 (acid azotic) + HNO2 (acid azot)
Aplicarea acidului azot:
- diazotarea aminelor primare aromatice;
- producerea de săruri de diazoniu;
- în sinteza substanțelor organice (de exemplu, pentru producerea coloranților organici).
Efectul acidului azot asupra organismului
Această substanță este toxică, are un efect mutagen strălucitor, deoarece în esență este un agent dezaminant.
Ce sunt nitriții
Nitriții sunt diverse săruri ale acidului azot. Sunt mai puțin rezistenți la temperatură decât nitrații. Necesar în producerea unor coloranți. Folosit în medicină.
Nitritul de sodiu a câștigat o importanță deosebită pentru oameni. Această substanță are formula NaNO2. Este folosit ca conservant în industria alimentară în producția de pește și produse din carne. Este o pulbere de culoare alb pur sau ușor gălbui. Nitritul de sodiu este higroscopic (cu excepția nitritului de sodiu purificat) și foarte solubil în H2O (apă). În aer, este capabil să se oxideze treptat pentru a avea proprietăți reducătoare puternice.
Nitritul de sodiu este utilizat în:
- sinteza chimica: pentru a obtine compusi diazo-amine, pentru a dezactiva excesul de azida de sodiu, pentru a obtine oxigen, oxid de sodiu si azot de sodiu, pentru a absorbi dioxid de carbon;
- in productia alimentara (aditiv alimentar E250): ca agent antioxidant si antibacterian;
- în construcții: ca aditiv antigel pentru beton la fabricarea structurilor și a produselor de construcție, în sinteza substanțelor organice, ca inhibitor al coroziunii atmosferice, în producția de cauciucuri, poppers, soluție de aditivi pentru explozivi; la prelucrarea metalului pentru a îndepărta stratul de staniu și în timpul fosfatării;
- în fotografie: ca antioxidant și reactiv;
- în biologie și medicină: vasodilatator, antispastic, laxativ, bronhodilatator; ca antidot pentru otrăvirea animalelor sau umane cu cianuri.
În prezent, sunt utilizate și alte săruri ale acidului azot (de exemplu nitritul de potasiu).
Sărurile de amoniu sunt foarte specifice. Toate se descompun ușor, unele spontan, cum ar fi carbonatul de amoniu:
(NH4) 2CO3 \u003d 2NH3 + H2O + CO2 (reacția se accelerează când este încălzită).
Alte săruri, cum ar fi clorura de amoniu (amoniacul), sublime atunci când sunt încălzite, adică se descompun mai întâi în amoniac și clorură sub influența încălzirii, iar când temperatura scade, clorura de amoniu se formează din nou pe părțile reci ale vasului:
incalzirea
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
răcire
Azotatul de amoniu, atunci când este încălzit, se descompune în protoxid de azot și apă. Această reacție poate avea loc cu o explozie:
NH4NO3 = N2O + H2O
Nitritul de amoniu NH4NO2 se descompune atunci când este încălzit pentru a forma azot și apă, așa că este folosit în laborator pentru a produce azot.
Sub acțiunea alcalinelor asupra sărurilor de amoniu, se eliberează amoniac:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
eliberare de amoniac - caracteristică pentru recunoașterea sărurilor de amoniu. Toate sărurile de amoniu sunt compuși complecși.
Amoniacul și sărurile de amoniu sunt utilizate pe scară largă. Amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic și a sărurilor sale, precum și a sărurilor de amoniu, care servesc drept îngrășăminte cu azot bun. Un astfel de îngrășământ este sulfatul de amoniu (NH4)2SO4 și în special azotatul de amoniu NH4NO3 sau nitratul de amoniu, a cărui moleculă conține doi atomi de azot: unul amoniac, celălalt nitrat. Plantele absorb mai întâi amoniacul, apoi nitrații. Această concluzie aparține fondatorului agrochimiei rusești Acad. D. N. Pryanishnikov, care și-a dedicat lucrările fiziologiei plantelor și a fundamentat importanța îngrășămintelor minerale în agricultură.
Amoniacul sub formă de amoniac este utilizat în medicină. Amoniacul lichid este utilizat în aplicații de refrigerare. Clorura de amoniu este utilizată pentru fabricarea celulelor uscate Leclanchet. Un amestec de azotat de amoniu cu aluminiu și cărbune, numit amonal, este un exploziv puternic.
Carbonatul de amoniu este folosit în industria de cofetărie ca praf de copt.
■ 25. Pe ce proprietate se bazează carbonatul de amoniu pentru dospit aluat?
26. Cum se detectează ionul de amoniu în sare?
27. Cum se efectuează o serie de transformări:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03
Compușii oxigenați ai azotului
Formează mai mulți compuși cu oxigenul, în care prezintă diferite grade de oxidare.
Există protoxid de azot N2O, sau „gaz de râs”, așa cum se numește. Prezintă o stare de oxidare de + 1. În oxidul de azot NO, azotul prezintă o stare de oxidare de + 2, în anhidrida de azot N2O3 - + 3, în dioxidul de azot NO2 - +4, în pentoxidul de azot sau azot
anhidridă, N2O5 - +5.
Protoxidul de azot N2O este un oxid care nu formează sare. Este un gaz destul de solubil în apă, dar nu reacționează cu apa. Protoxidul de azot amestecat cu oxigen (80% N2O și 20% O2) produce un efect anestezic și este utilizat pentru așa-numita anestezie gazoasă, al cărei avantaj este că nu are un efect secundar îndelungat.
Restul azotului este foarte otrăvitor. Efectul lor toxic durează de obicei câteva ore după inhalare. Primul ajutor constă în ingestia unei cantități mari de lapte, inhalarea de oxigen pur, victima trebuie să fie asigurată cu liniște.
■ 28. Enumeraţi stările de oxidare posibile ale azotului şi corespunzătoare acestor stări de oxidare.
29. Ce măsuri de prim ajutor ar trebui luate în caz de intoxicație cu oxid de azot?
Cei mai interesanți și importanți oxizi de azot sunt oxidul de azot și dioxidul de azot, pe care îi vom studia.
Oxidul nitric NO se formează din azot și oxigen în timpul descărcărilor electrice puternice. În aer în timpul unei furtuni, se observă uneori formarea de oxid nitric, dar în cantități foarte mici. Oxidul nitric este un gaz incolor, inodor. În apă, oxidul de azot este insolubil, deci poate fi colectat peste apă în cazurile în care prepararea se efectuează în laborator. În laborator, oxidul de azot se obține din acidul azotic moderat concentrat prin acțiunea sa asupra:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
În această ecuație, aranjați singuri coeficienții.
Oxidul nitric poate fi obținut și în alte moduri, de exemplu, într-o flacără cu arc electric:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
În producerea acidului azotic, oxidul azotic este obținut prin oxidarea catalitică a amoniacului, despre care a fost discutat în § 68, p. 235.
Oxidul nitric este un oxid care nu formează sare. Se oxidează ușor de oxigenul atmosferic și se transformă în dioxid de azot NO2. Dacă oxidarea se efectuează într-un vas de sticlă, oxidul de azot incolor se transformă într-un gaz maro - dioxid de azot.
■ 30. În timpul interacţiunii cuprului cu acidul azotic s-au eliberat 5,6 litri de oxid azotic. Calculați cât de mult cupru a reacționat și câtă sare s-a format.
Dioxidul de azot NO2 este un gaz brun cu miros caracteristic. Se dizolvă bine în apă, deoarece reacționează cu apa conform ecuației:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
În prezența oxigenului, se poate obține numai acid azotic:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Moleculele de dioxid de azot NO2 se combină destul de ușor în perechi și formează tetroxid de azot N2O4 - un lichid incolor, formula structurala care
Acest proces are loc la frig. Când este încălzit, tetroxidul de azot se transformă din nou în dioxid.
Dioxidul de azot este un oxid acid deoarece poate reacționa cu alcalii pentru a forma sare și apă. Cu toate acestea, datorită faptului că atomii de azot din modificarea N2O4 au un număr diferit de legături de valență, interacțiunea dioxidului de azot cu alcalii formează două săruri - nitrat și nitriți:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Dioxidul de azot se obține, după cum sa menționat mai sus, prin oxidarea oxidului:
2NO + O2 = 2NO2
În plus, dioxidul de azot se obține prin acțiunea acidului azotic concentrat asupra:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(conc.)
sau mai bine prin calcinarea azotatului de plumb:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
■ 31. Enumeraţi metodele de obţinere a dioxidului de azot, dând ecuaţiile reacţiilor corespunzătoare.
32. Desenați o diagramă a structurii atomului de azot în starea de oxidare +4 și explicați care ar trebui să fie comportamentul acestuia în reacțiile redox.
33. 32 g dintr-un amestec de cupru și oxid de cupru au fost introduse în acid azotic concentrat. Conținutul de cupru din amestec este de 20%. Ce volum din ce gaz va fi eliberat. Câte grame de molecule de sare obțineți?
Acid azot și nitriți
Acidul azot HNO2 este un acid foarte slab instabil. Există doar în soluții diluate (a = 6,3% în soluție 0,1 N). Acidul azot se descompune ușor pentru a forma oxid de azot și dioxid de azot
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Starea de oxidare a azotului din acidul azot este +3. Cu acest grad de oxidare, se poate considera condiționat că 3 electroni au fost donați din stratul exterior al atomului de azot și au rămas 2 electroni de valență. În acest sens, există două posibilități pentru N + 3 în reacțiile redox: poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, în funcție de mediul, oxidant sau reducător, în care intră.
Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Acționând asupra nitriților cu acid sulfuric, se poate obține acid azotat:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitriții sunt săruri destul de solubile în apă. Ca și acidul azot însuși, nitriții pot prezenta proprietăți oxidante atunci când reacţionează cu agenți reducători, de exemplu:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO...
Încercați să găsiți produsele finale și să aranjați singuri coeficienții pe baza balanței electronice.
Deoarece este ușor de detectat cu amidon, această reacție poate servi ca o modalitate de a detecta chiar și cantități mici de nitriți în apa de băut, a căror prezență este nedorită din cauza toxicității. Pe de altă parte, azotul azotat poate fi oxidat la N +5 sub acțiunea unui agent oxidant puternic.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …
Găsiți singur restul produselor de reacție, întocmește o balanță electronică și aranjează coeficienții.
■ 34. Completați ecuația.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → ... (N +5, Mn +2).
35. Enumerați proprietățile acidului azot și ale nitriților.
Acid azotic
HNO3 este un electrolit puternic. Este un lichid volatil. Pure fierbe la o temperatură de 86 °, nu are culoare; densitatea sa este de 1,53. Laboratorul primește de obicei 65% HNO3 cu o densitate de 1,40.
fumul în aer, deoarece vaporii săi, care se ridică în aer și se combină cu vaporii de apă, formează picături de ceață. Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport. Are un miros înțepător și se evaporă ușor, așa că acidul azotic concentrat trebuie turnat numai sub curent. Dacă intră în contact cu pielea, acidul azotic poate provoca arsuri grave. O arsură mică se face simțită cu o pată galbenă caracteristică pe piele. Arsurile severe pot provoca formarea de ulcere. Dacă acidul azotic intră în contact cu pielea, acesta trebuie spălat rapid cu multă apă și apoi neutralizat cu o soluție slabă de sifon.
Acidul azotic concentrat 96-98% intră rar în laborator și în timpul depozitării este destul de ușor, mai ales la lumină se descompune conform ecuației:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Se colorează permanent în galben cu dioxid de azot. Excesul de dioxid de azot și se volatilizează treptat din soluție, se acumulează în soluție, iar acidul continuă să se descompună. În acest sens, concentrația de acid azotic scade treptat. La o concentrație de 65%, acidul azotic poate fi păstrat mult timp.
Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți. Reacționează cu aproape toate metalele, dar fără degajarea hidrogenului. Proprietățile oxidante pronunțate ale acidului azotic au un așa-numit efect de pasivizare asupra unora ( , ). Acest lucru este valabil mai ales pentru acidul concentrat. Când este expus la acesta, pe suprafața metalului se formează un film de oxid foarte dens, insolubil în acid, care protejează metalul de expunerea ulterioară la acid. Metalul devine „pasiv”. .
Cu toate acestea, acidul azotic reacționează cu majoritatea metalelor. În toate reacțiile cu metalele din acidul azotic, azotul este redus și cu cât mai complet, cu atât acidul este mai diluat și metalul este mai activ.
Acidul concentrat este redus la dioxid de azot. Un exemplu în acest sens este reacția cu cuprul prezentată mai sus (vezi § 70). Acidul azotic diluat cu cupru este redus la oxid nitric (vezi § 70). Cele mai active, de exemplu, reduc acidul azotic diluat la protoxid de azot.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Când este diluată foarte puternic cu un metal activ, cum ar fi zincul, reacția vine la formarea unei sări de amoniu:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
În toate schemele de reacție de mai sus, aranjați coeficienții compilând singur balanța electronică.
■ 36. De ce scade concentrația de acid azotic în timpul depozitării în laborator, chiar și în recipiente bine închise?
37. De ce acidul azotic concentrat are o culoare maro-gălbui?
38. Scrieți ecuația pentru reacția acidului azotic diluat cu fierul. Produșii de reacție sunt nitrat de fier (III) și se eliberează un gaz brun.
39. Scrieți într-un caiet toate ecuațiile de reacție care caracterizează interacțiunea acidului azotic cu metalele. Lista care, pe lângă nitrații metalici, se formează în aceste reacții.
Mulți pot arde în acid azotic, cum ar fi cărbunele și:
C + HNO3 → NO + CO2
Р + HNO3 → NO + H3PO4
Liber în același timp este oxidat în acid fosforic. când este fiert în acid azotic, se transformă în S + 6 și se formează din sulf liber:
HNO3 + S → NO + H2SO4
Completați singur ecuațiile de reacție.
Cele complexe pot arde și în acid azotic. De exemplu, terebentina și rumegușul încălzit arde în acid azotic.
Acidul azotic poate oxida și acidul clorhidric. Un amestec de trei părți de acid clorhidric și o parte de acid azotic se numește aqua regia. Acest nume este dat deoarece acest amestec oxidează și platina, care nu este afectată de niciun acid. Reacția se desfășoară în următoarele etape: în amestecul propriu-zis, ionul de clor este oxidat la liber și azotul este redus pentru a forma clorură de nitrozil:
HNO3 + 3НCl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
clorură de nitrozil acva regia
Acesta din urmă se descompune ușor în oxid nitric și este liber conform ecuației:
2NOCl = 2NO + Сl2
Metalul pus în „vodca regală” se oxidează ușor cu clorură de nitrozil:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Acidul azotic poate intra într-o reacție de nitrare cu substanțe organice. În acest caz, trebuie să fie prezent unul concentrat. Un amestec de acizi azotic și sulfuric concentrați se numește amestec de nitrare. Cu ajutorul unui astfel de amestec se poate obține nitroglicerină din glicerină, nitrobenzen din benzen, nitroceluloză din fibre etc. În stare foarte diluată, acidul azotic prezintă proprietățile caracteristice acizilor.
■ 40. Daţi dumneavoastră exemple de proprietăţi tipice ale acizilor în relaţie cu acidul azotic. Scrieți ecuațiile în moleculară și. forme ionice.
41. De ce sticlele cu acid azotic concentrat nu au voie să fie transportate ambalate în așchii de lemn?
42. Când acidul azotic concentrat este testat cu fenolftaleină, fenolftaleina capătă o culoare portocalie și nu rămâne incoloră. Ce explică asta?
Obținerea acidului azotic în laborator este foarte ușoară. Se obține de obicei prin înlocuirea acidului sulfuric din sărurile sale, de exemplu:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
Pe fig. 61 prezintă o instalație de laborator pentru producerea acidului azotic.
În industrie, amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic. Ca urmare a oxidării amoniacului în prezența unui catalizator de platină, se formează oxid nitric:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
După cum sa menționat mai sus, oxidul de azot este ușor oxidat de oxigenul atmosferic în dioxid de azot:
2NO + O2 = 2NO2
iar dioxidul de azot, combinându-se cu apa, formează acid azotic și din nou oxid azotic conform ecuației:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Apoi oxidul nitric este alimentat înapoi pentru oxidare:
Prima etapă a procesului - oxidarea amoniacului la oxid nitric - se realizează într-un aparat de contact la o temperatură de 820 °. Catalizatorul este o grilă de platină cu un amestec de rodiu, care este încălzită înainte de pornirea aparatului. Deoarece reacția este exotermă, grilele sunt ulterior încălzite de căldura reacției în sine. Oxidul de azot eliberat din aparatul de contact este răcit la o temperatură de aproximativ 40 °, deoarece procesul de oxidare a oxidului de azot are loc mai rapid la o temperatură mai scăzută. La o temperatură de 140°, dioxidul de azot rezultat se descompune din nou în oxid de azot și oxigen.
Oxidarea oxidului de azot în dioxid se realizează în turnuri numite absorbante, de obicei la o presiune de 8-10 atm. În același timp, în ele are loc absorbția (absorbția) de către apă a dioxidului de azot rezultat. Pentru o mai bună absorbție a dioxidului de azot, soluția este răcită. Se pare că 50-60% acid azotic.
Concentrația acidului azotic se realizează în prezența acidului sulfuric concentrat în coloanele de distilare. se formează cu apa disponibilă hidrati cu un punct de fierbere mai mare decât cel al acidului azotic, astfel încât vaporii de acid azotic se eliberează destul de ușor din amestec. Când acești vapori sunt condensați, se poate obține acid azotic 98-99%. De obicei, un acid mai concentrat este folosit rar.
■ 43. Notează într-un caiet toate ecuaţiile reacţiilor care au loc în timpul producerii acidului azotic prin metode de laborator şi industriale.
44. Cum se efectuează o serie de transformări:
45. Cât de mult dintr-o soluție 10% se poate prepara din acid azotic obținut prin reacția a 2,02 kg de azotat de potasiu cu un exces de acid sulfuric?
46. Să se determine molaritatea acidului azotic de 63%.
47. Cât acid azotic se poate obține dintr-o tonă de amoniac cu un randament de 70%?
48. Cilindrul a fost umplut cu oxid nitric prin deplasarea apei. Apoi, fără a-l scoate din apă, s-a adus sub el un tub de la un gazometru
(vezi Fig. 34) și a început să sară. Descrieți ce ar trebui observat în cilindru dacă excesul de oxigen nu a fost permis. Justifică-ți răspunsul cu ecuații de reacție.
Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.
Săruri ale acidului azotic
Sărurile acidului azotic se numesc nitrați. Nitrații metalelor alcaline, precum și calciul și amoniul sunt numiți salpetri. De exemplu, KNO3 este azotat de potasiu, NH4NO3 este azotat de amoniu. Depozitele naturale de azotat de sodiu sunt abundente în Chile, motiv pentru care această sare este numită salpetru chilian.
Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.
Sărurile acidului azotic, ca și ele, sunt agenți puternici de oxidare. De exemplu, sărurile metalelor alcaline în timpul topirii sunt izolate conform ecuației:
2KNO3 = 2KNO2+ O2
Din această cauză, cărbunele și alte substanțe combustibile ard în salitrul topit (Fig. 62).
Sărurile de metale grele se descompun și ele odată cu eliberarea de oxigen, dar într-un mod diferit.
2Pb (NO3) 2 \u003d 2PbO + 4NO2 + O2
Orez. 63. Ciclul azotului în natură
Nitratul de potasiu este folosit pentru a face pulbere neagră. Pentru a face acest lucru, este amestecat cu cărbune și sulf. in acest scop nu se foloseste, deoarece este higroscopic. Când este aprinsă, pulberea neagră arde intens conform ecuației:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Nitrații de calciu și amoniu sunt îngrășăminte cu azot foarte bune. ÎN În ultima vreme s-a răspândit ca îngrășământ și azotat de potasiu.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă în producția de preparate chimice și farmaceutice (streptocide), coloranți organici, celuloid, film și filme fotografice. Sărurile acidului azotic sunt utilizate pe scară largă în pirotehnică.
În natură, există un ciclu al azotului, în care plantele, când mor, returnează în sol azotul obținut din acesta. Animalele, hrănindu-se cu plante, returnează azotul în sol sub formă de fecale, iar după moarte, cadavrele lor putrezesc și, prin urmare, returnează în sol azotul primit de la acesta (Fig. 63). La recoltare, o persoană intervine în acest ciclu, îl perturbă și, prin urmare, sărăcește solul cu azot, astfel încât azotul trebuie aplicat pe câmpuri sub formă de îngrășăminte minerale.
■ 49. Cum se efectuează o serie de transformări
Acid azot
Dacă se încălzește nitrat de potasiu sau de sodiu, acestea își pierd o parte din oxigen și se transformă în săruri ale acidului azot HNO2. Descompunerea este mai ușoară în prezența plumbului, care leagă oxigenul eliberat:
Sărurile acidului azot - nitriți - formează cristale care sunt ușor solubile în apă (cu excepția nitritului de argint). Nitritul de sodiu NaNO 2 este utilizat la producerea diverșilor coloranți.
Când o soluție de nitriți este expusă la acid sulfuric diluat, se obține acid azot liber:
Este unul dintre acizii slabi (K=A- 10~4) și este cunoscut numai în soluții apoase foarte diluate. Când soluția este concentrată sau când este încălzită, acidul azot se descompune:
Gradul de oxidare a azotului din acidul azotat este de +3, adică. este intermediar între cea mai mică și cea mai mare dintre valorile posibile ale gradului de oxidare a azotului. Prin urmare, HNO2 prezintă dualitate redox. Sub acțiunea agenților reducători se reduce (de obicei la NO), iar în reacțiile cu agenții oxidanți se oxidează la HNO3. Următoarele reacții sunt exemple:
Acid azotic
Acidul azotic pur HNO3 este un lichid incolor cu o densitate de 1,51 g/cm3, la -42 0C se solidifică într-o masă cristalină transparentă. În aer, ca și acidul clorhidric concentrat, „fumă”, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu umiditatea aerului.
Acidul azotic nu este puternic. Deja sub influența luminii, se descompune treptat:
Cu cât temperatura este mai mare și acidul este mai concentrat, cu atât descompunerea este mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.
Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluții diluate, se descompune complet în ioni de H + și NO 3.
proprietate caracteristică acidul azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acidul azotic este unul dintre cei mai energici oxidanți. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Deci, atunci când sulful este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic. Un jar mocnit scufundat în HNO3 concentrat se aprinde puternic.
Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor metalelor (cu excepția aurului, platinei, tantalului, rodiului, iridiului), transformându-le în nitrați, iar unele metale în oxizi.
HNO 3 concentrat pasivează unele metale. Chiar și Lomonosov a descoperit că fierul, care se dizolvă ușor în acid azotic diluat, nu se dizolvă în HNO3 concentrat la rece. Ulterior s-a constatat că acidul azotic are un efect similar asupra cromului și aluminiului. Aceste metale trec sub influența acidului azotic concentrat într-o stare pasivă (vezi § 100).
Starea de oxidare a azotului din acidul azotic este +5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:
Care dintre aceste substanțe se formează, adică cât de profund este redus acidul azotic într-un caz particular depinde de natura agentului reducător și de condițiile de reacție, în primul rând de concentrația acidului. Cu cât concentrația de HNO 3 este mai mare, cu atât este mai puțin profund restaurat. Când reacționează cu acid concentrat cel mai adesea se eliberează NO 2. Când acidul azotic diluat reacționează cu metale slab active, cum ar fi cuprul, se eliberează NO. În cazul metalelor mai active - fier, se formează zinc - N 2 O. Acidul azotic foarte diluat interacționează cu metalele active - zinc, magneziu, aluminiu - pentru a forma un ion de amoniu, care dă azotat de amoniu cu acid. De obicei, se formează mai multe produse simultan.
Pentru a ilustra, iată schemele de reacție pentru oxidarea unor metale cu acid azotic:
Sub acțiunea acidului azotic asupra metalelor, hidrogenul, de regulă, nu este eliberat.
În timpul oxidării nemetalelor, acidul azotic concentrat, ca și în cazul metalelor, este redus la NO 2, de exemplu:
Un acid mai diluat este de obicei redus la NO, de exemplu:
Schemele de mai sus ilustrează cele mai tipice cazuri de interacțiune a acidului azotic cu metale și nemetale. În general, reacțiile redox care implică HNO3 sunt complexe.
Un amestec format din 1 volum de azot și 3-4 volume de concentrat de acid clorhidric, se numește vodcă regală. Vodca regală dizolvă unele metale care nu interacționează cu acidul azotic, inclusiv „regele metalelor” - aurul. Acțiunea sa se explică prin faptul că acidul azotic oxidează acidul clorhidric cu eliberarea de clor liber și formarea clorura de azot(III), sau clorură de nitrozil, NOCl:
Clorura de nitrozil este un produs intermediar al reacției și se descompune:
Clorul în momentul eliberării este format din atomi, ceea ce determină capacitatea mare de oxidare a acva regiei. Reacțiile de oxidare ale aurului și platinei se desfășoară în principal conform următoarelor ecuații:
Cu un exces de acid clorhidric, clorura de aur (III) și clorura de platină (IV) formează compuși complecși ai H[AuCl4] și H2.
Pentru multi materie organică acidul azotic acționează în așa fel încât unul sau mai mulți atomi de hidrogen dintr-o moleculă de compus organic sunt înlocuiți cu grupări nitro - NO 2. Acest proces se numește nitrare si are mare importanță Chimie anorganică.
Structura electronică a moleculei de HNO3 este discutată în § 44.
Acidul azotic este unul dintre cei mai importanți compuși de azot: este consumat în cantități mari în producția de îngrășăminte cu azot, explozivi și coloranți organici, servește ca agent oxidant în multe procese chimice, este folosit în producerea acidului sulfuric de către azotul. metoda, și este folosit pentru a face lacuri de celuloză, film.
Sărurile acidului azotic se numesc nitrați. Toate se dizolvă bine în apă, iar când sunt încălzite, se descompun odată cu eliberarea de oxigen. În același timp, nitrații celor mai active metale trec în nitriți:
Nitrații majorității celorlalte metale, atunci când sunt încălziți, se descompun în oxid de metal, oxigen și dioxid de azot. De exemplu:
În cele din urmă, nitrații celor mai puțin active metale (de exemplu, argint, aur) se descompun atunci când sunt încălziți la un metal liber:
Separă cu ușurință oxigenul, nitrații la temperaturi ridicate sunt agenți de oxidare energetică. Soluțiile lor apoase, dimpotrivă, nu prezintă aproape deloc proprietăți oxidante.
Cei mai importanți sunt nitrații de sodiu, potasiu, amoniu și calciu, care în practică se numesc salpetru.
nitrat de sodiu NaN03 sau nitrat de sodiu, numit uneori și salpetru chilian, se găsește în în număr mareîn natură numai în Chile.
azotat de potasiu KNO 3 sau azotat de potasiu, se găsește și în natură în cantități mici, dar se obține în principal artificial prin reacția azotatului de sodiu cu clorura de potasiu.
Ambele aceste săruri sunt folosite ca îngrășăminte, iar azotatul de potasiu conține două elemente necesare plantelor: azot și potasiu. Nitrații de sodiu și potasiu sunt utilizați și în fabricarea sticlei și în industria alimentară pentru conservarea alimentelor.
nitrat de calciu Ca(NO3)2 sau nitrat de calciu, obtinut in cantitati mari prin neutralizarea acidului azotic cu var; aplicat ca îngrășământ.
nitrat de amoniu NH4NO3.
- Elevul este încurajat să facă el însuși ecuațiile complete ale acestor reacții.
Acid azot HNO 2 - acid monobazic slab, există numai în soluții apoase diluate, vopsite într-o culoare albastru slab și în fază gazoasă. Sărurile acidului azot se numesc nitriți sau nitriți. Nitriții sunt mult mai stabili decât HNO 2 și sunt toți toxici.
Structura
În faza gazoasă, molecula plană de acid azotat există în două configurații cis-Și transă-.
| izomer cis | izomer trans |
La temperatura camerei predomină izomerul trans: această structură este mai stabilă. Deci, pentru cis-HNO 2 (g) DG ° f \u003d -42,59 kJ / mol, iar pentru trans-HNO 2 (g) DG \u003d -44,65 kJ / mol.
Proprietăți chimice
În soluțiile apoase, există un echilibru:
Când soluția este încălzită, acidul azotat se descompune odată cu eliberarea și formarea acidului azotic:
HNO 2 este acid slab. Se disociază în soluții apoase (K D \u003d 4,6 10 −4), puțin mai puternic decât acidul acetic. Înlocuit cu ușurință de acizii mai puternici din săruri:
Acidul azot prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Sub acțiunea agenților oxidanți mai puternici (peroxid de hidrogen, clor, permanganat de potasiu) se oxidează la acid azotic:
În același timp, este capabil să oxideze substanțe cu proprietăți reducătoare:
\mathsf(2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2 +2H_2O)
chitanta
Acidul azot poate fi obținut prin dizolvarea oxidului azotic (III) N 2 O 3 în apă:
Aplicație
Acidul azot este utilizat pentru a diazotiza aminele aromatice primare și pentru a forma săruri de diazoniu. Nitriții sunt utilizați în sinteza organică în producerea coloranților organici.
Acțiune fiziologică
Acidul azot este toxic și are un efect mutagen pronunțat, deoarece este un agent dezaminant.
Surse
- Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. General și Chimie anorganică. M.: Chimie, 1994
Scrieți o recenzie la articolul „Acid azot”
Legături
- // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: în 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - St.Petersburg. , 1890-1907.
| Acest articol despre materia anorganică este un ciot. Puteți ajuta proiectul adăugând la el. |
Extras care caracterizează Acidul azot
Sonya, parcă nu și-ar fi crezut urechilor, se uită cu toți ochii la Natasha.- Și Bolkonsky? - ea a spus.
„Ah, Sonya, oh, dacă ai putea ști cât de fericită sunt! spuse Natasha. Nu știi ce este dragostea...
- Dar, Natasha, s-a terminat cu adevărat?
Natasha se uită la Sonya cu ochii mari, deschiși, de parcă nu și-ar fi înțeles întrebarea.
- Păi refuzi prințul Andrei? spuse Sonya.
„Ah, nu înțelegi nimic, nu vorbi prostii, ascultă”, a spus Natasha cu enervare instantanee.
— Nu, nu-mi vine să cred, repetă Sonya. - Nu inteleg. Cum ai iubit o persoană un an întreg și dintr-o dată... La urma urmei, l-ai văzut doar de trei ori. Natasha, nu te cred, ești obraznic. În trei zile, uită totul și așa...
— Trei zile, spuse Natasha. „Cred că l-am iubit de o sută de ani. Simt că nu am iubit niciodată pe nimeni înaintea lui. Nu poți înțelege asta. Sonya, stai jos aici. Natasha a îmbrățișat-o și a sărutat-o.
„Mi s-a spus că se întâmplă și ai auzit bine, dar acum am experimentat doar această iubire. Nu mai e ca înainte. De îndată ce l-am văzut, am simțit că el este stăpânul meu și eu sunt sclavul lui și că nu puteam să nu-l iubesc. Da, sclave! Ce-mi spune, voi face. Nu înțelegi asta. Ce ar trebuii să fac? Ce ar trebui să fac, Sonya? spuse Natasha cu o față fericită și speriată.
„Dar gândește-te la ce faci”, a spus Sonya, „Nu pot să las asta așa. Acele scrisori secrete... Cum ai putut să-l lași să facă asta? spuse ea cu groază și dezgust, pe care cu greu le putea ascunde.
„Ți-am spus”, a răspuns Natasha, „că nu am voință, cum poți să nu înțelegi asta: îl iubesc!”
„Deci nu voi lăsa să se întâmple, vă spun”, a strigat Sonya cu lacrimi izbucnind.
- Ce ești, pentru numele lui Dumnezeu... Dacă îmi spui, ești dușmanul meu, - a spus Natasha. - Vrei nenorocul meu, vrei să fim despărțiți...
Văzând teama Natașei, Sonya a izbucnit în lacrimi de rușine și milă pentru prietena ei.
— Dar ce s-a întâmplat între voi? ea a intrebat. - Ce ti-a spus? De ce nu se duce în casă?
Natasha nu i-a răspuns la întrebare.
„Pentru numele lui Dumnezeu, Sonya, nu spune nimănui, nu mă tortura”, a implorat Natasha. „Nu uitați să nu vă amestecați în astfel de chestiuni. ti-am deschis...
Dar pentru ce sunt aceste secrete? De ce nu se duce în casă? întrebă Sonya. „De ce nu îți caută direct mâna?” Până la urmă, prințul Andrei ți-a dat libertate deplină, dacă da; dar nu cred. Natasha, te-ai gândit la motivele secrete?
Natasha s-a uitat la Sonya cu ochi surprinși. Se pare că această întrebare i-a fost prezentată pentru prima dată și nu a știut să răspundă.
Din ce motiv, nu știu. Dar apoi sunt motive!
Sonya oftă și clătină din cap neîncrezătoare.
„Dacă ar exista motive...” începu ea. Dar Natasha, ghicindu-și îndoielile, o întrerupse speriată.
„Sonya, nu te poți îndoi de el, nu poți, nu poți, înțelegi? ea a strigat.
- Te iubește?
- El iubește? repetă Natasha cu un zâmbet de regret la tociunea prietenei ei. „Ai citit scrisoarea, ai văzut-o?”
„Dar dacă este o persoană ignobilă?”
— El!... o persoană ignobilă? Daca ai sti! spuse Natasha.
