: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).
Физические и физико-химические свойства
Фазовая диаграмма водного раствора азотной кислоты.
Азот в азотной кислоте четырёхвалентен , степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO 3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d 20 = 1,41 г/см, T кип = 120,7 °C)
При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:
- моногидрат HNO 3 ·H 2 O, T пл = −37,62 °C
- тригидрат HNO 3 ·3H 2 O, T пл = −18,47 °C
Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:
- моноклинная , пространственная группа P 2 1 /a, a = 1,623 нм, b = 0,857 нм, c = 0,631, β = 90°, Z = 16;
Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии , пространственная группа P na2, a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544, Z = 4;
Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением
где d — плотность в г/см³, с — массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.
Химические свойства
Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:
При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).
в) вытесняет слабые кислоты из их солей:
При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:
Нитраты
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO 3 на металлы, оксиды , гидроксиды или карбонаты . Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.
Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:
а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:
б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью :
в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее :
Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:
Исторические сведения
Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатах Джабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке . Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным , применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века .
В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры , что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод
Особые свойства азотной и концентрированной серной кислоты.
Азотная кислота
- HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентраций 68,4 % и tкип120 °C при 1 атм. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO3 H2O) и тригидрат (HNO3 3H2O).
Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении.
Азотная кислота является сильным окислителем , концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной, а фосфор - до фосфорной кислоты, некоторые органические соединения (например, амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.
Степень окисленности азота в азотной кислоте равна 4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО может восстанавливаться до различных продуктов:
Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрации HNO , тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется .
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами , например, с медью, выделяется NO. В случае более активных металлов - железа, цинка, - образуется .
Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами -цинком, магнием, алюминием -- с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией. Так, концентрированная азотная кислота реагирует с медью с образованием диоксида азота, а разбавленная - оксида азота (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Большинство металло в реагируют с азотной кислотой с выделением оксидов азота в различных степенях окисления или их смесей, разбавленная азотная кислота при реакции с активными металлами может реагировать с выделением водорода и восстановлением нитрат-иона до аммиака.
Некоторые металлы (железо, хром, алюминий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.
Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж». Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.
Смесь трех объёмов соляной кислотой и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе и золото. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Смешивается с водой в любых отношениях.
Концентрированная серная кислота активно поглощает воду из воздуха, отнимает её от других веществ. При попадании органических веществ в концентрированную серную кислоту происходит их обугливание, например, бумаги:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с сахаром образуется пористая угольная масса, похожая на черную затвердевшую губку:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты отличаются.
Разбавленныерастворы серной кислоты реагируют с металлами , расположенными в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, с образованием сульфатов и выделением водорода.
Концентрированные растворы серной кислоты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные наличием в её молекулах атома серы в высшей степени окисления (+6), поэтому концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Так окисляются некоторые неметаллы:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Она взаимодействует с металлами , расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода (медь, серебро, ртуть), с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления серы. Концентрированные растворы серной кислоты не реагируют с золотом и платиной вследствие их малой активности.
а) малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до диоксида серы SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
б) с металлами средней активности возможны реакции с выделением любого из трех продуктов восстановления серной кислоты:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
в) с активными металлами могут выделяться сера или сероводород:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
г) с алюминием, железом, хромом, кобальтом, никелем концентрированная серная кислота на холод (то есть без нагревания) не взаимодействует - происходит пассивирование этих металлов. Поэтому серную кислоту можно перевозить в железной таре. Однако при нагревании возможно взаимодействие с ней и железа, и алюминия:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Т.О. глубина восстановления серы зависит от восстановительных свойств металлов. Активные металлы (натрий, калий, литий) восстанавливают серную кислоту до сероводорода, металлы, расположенные в ряду напряжений от алюминия до железа - до свободной серы, а металлы с меньшей активностью - до сернистого газа.
Получение кислот.
1. Бескислородные кислоты получают путем синтеза водородных соединений неметаллов из простых веществ и последующего растворения полученных продуктов в воде
Неметалл + H 2 = Водородное соединение неметалла
H 2 + Cl 2 = 2HCl
2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.
Кислотный оксид + H 2 O = Оксокислота
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.
Соль + Кислота = Соль + Кислота
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Основания– это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп .
Основания - это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металлического элемента и гидроксид-анионов.
Например:
КОН = К +1 + ОН -1
6.Классификация оснований:
1.По числу гидроксильных групп в молекуле:
а)· Однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу.
б)· Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы.
в)· Трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидые группы.
2. По растворимости в воде: Растворимые и Нерастворимые.
7.Физические свойства оснований :
Все неорганические основания– твердые вещества (кроме гидроксида аммония). Основания имеют разный цвет: гидроксид калия-белого цвета, гидроксид меди-голубого, гидроксид железа-красно-бурого.
Растворимые основания образуют мыльные на ощупь растворы, через что эти вещества получили название щелочь.
Щёлочи образуют лишь 10 элементов периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: 6 щелочных металлов – литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций и 4 щелочноземельных металла – кальций, стронций, барий, радий.
8.Химические свойства оснований:
1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.
2. Взаимодействуют :
а) с кислотами : Основание + Кислота = Соль + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H 2 O
б) с кислотными оксидами: Щелочь + Кислотный оксид = Соль + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
в) с растворами: Раствор щелочи + Раствор соли = Новое основание + Новая соль
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
г) с амфотерными металлами : Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Амфотерные гидроксиды:
а) Реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
Гидроксид меди (II) + 2HBr = CuBr2 + вода.
б). Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление):
Zn(OH)2 + 2CsOH = соль + 2H2O.
в). Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основной оксид и воду:
Нерастворимое основание = Основной оксид + H 2 O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или это продукты замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками .
Соли - это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металлического элемента и анионов кислотного остатка.
Например:
К 2 СО 3 = 2К +1 + СО 3 2-
Классификация:
Нормальные соли . Это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами неметалла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками.
Кислые соли . Это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
Основные соли. Это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.
Типы солей:
Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами.
Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона.
Гидратные соли (кристаллогидраты) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды.
Комплексные соли - в их состав входит комплексный катион или комплексный анион.
Особую группу составляют соли органических кислот , свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей» , органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.
Физические свойства:
Большинство солей-твердые вещества белого цвета. Некоторые соли имеют окраску. Например, дихромат калия-оранжевого, сульфат никеля-зеленого.
По растворимости в воде соли делятся на растворимые в воде, малорастворимые в воде и нерастворимые.
Химические свойства:
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы:
1. Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:
· Кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Основные металлы диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла: Ме(1) + Соль(1) = Ме(2) + Соль(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Растворы взаимодействуют с щелочами Раствор соли + Раствор щелочи = Новая соль + Новое основание:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Соли взаимодействуют с кислотами Соль + Кислота = Соль + Кислота:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Соли могут взаимодействовать между собой Соль(1) + Соль(2) = Соль(3) + Соль(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Основные соли взаимодействуют с кислотами Основная соль + Кислота = Средняя соль + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Кислые соли взаимодействуют с щелочами Кислая соль + Щелочь = Средняя соль + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Многие соли разлагаются при нагревании: MgCO 3 = MgO + CO 2
Представители солей и их значение:
Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни:
Соли соляной кислоты. Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия.
Хлорид натрия (поваренную соль) выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Поваренную соль используют в пищу. В промышленности хлорид натрия служит сырьём для получения хлора, гидроксида натрия и соды.
Хлорид калия используют в сельском хозяйстве как калийное удобрение.
Соли серной кислоты. В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс, получаемый при обжиге горной породы (дигидрат сульфата кальция). Будучи смешан с водой, он быстро застывает, образуя дигидрат сульфата кальция, то есть гипс.
Декагидрат сульфата натрия используют в качестве сырья для получения соды.
Соли азотной кислоты. Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия, нитрат калия,нитрат кальция и нитрат аммония. Обычно эти соли называют селитрами.
Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция. Эта соль служит основной составной частью минералов - фосфоритов и апатитов. Фосфориты иапатиты используются в качестве сырья в производстве фосфорных удобрений,например, суперфосфата и преципитата.
Соли угольной кислоты. Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести.
Карбонат натрия (соду) применяют в производстве стекла и при варке мыла.
- Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка, мела и мрамора.
Материальный мир, в котором мы живем и крохотной частичкой которого мы являемся, един и в то же время бесконечно разнообразен. Единство и многообразие химических веществ этого мира наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах.
Генетической называют связь между веществами разных классов, основанную на их взаимопревращениях.
Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии (химии углеродных соединений) составляют вещества с одинаковым числом атомов углерода в молекуле.
Контроль знаний:
1. Дать определение солям, основаниям, кислотам, их характеристику, основных характерных реакций.
2.Почему кислоты и основания объединяются в группу гидроксиды? Что у них общего и чем они отличаются? Почему щелочь нужно приливать к раствору соли алюминия, а не наоборот?
3. Задание: Приведите примеры уравнений реакций, иллюстрирующих указанные общие свойства нерастворимых оснований.
4. Задание: Определите степень окисления атомов металлических элементов в приведенных формулах. Какая закономерность прослеживается между их степенью окисления в оксиде и основе?
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ:
Проработать: Л2.стр.162-172,пересказ конспекта лекции №5.
Записать уравнения возможных реакций согласно схемам, указать типы реакций: а) НСl + СаО ... ;
б) НСl + Аl(ОН) 3 ... ;
в) Mg + HCl ... ;
г) Hg + HCl ... .
Разделить вещества по классам соединений. Формулы веществ: H 2 SO 4 , NaOH, CuCl 2 , Na 2 SO 4 , CaO, SO 3 , H 3 PO 4 , Fe(OH) 3 , AgNO 3 , Mg(OH) 2 , HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2
Лекция № 6.
Тема: Металлы . Положение металлических элементов в периодической системе. Нахождение металлов в природе. Металлы. Взаимодействие металлов с неметаллами (хлором, серой и кислородом).
Оборудование : периодическая система химических элементов, коллекция металлов, ряд активности металлов.
План изучения темы
(перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Положение элементов - металлов в периодической системе, строение их атомов.
2. Металлы как простые вещества. Металлическая связь, металлические кристаллические решетки.
3. Общие физические свойства металлов.
4. Распространенность металлических элементов и их соединений в природе.
5. Химические свойства элементов-металлов.
6. Понятие о коррозии.
Один из наиболее важных продуктов, используемых человеком, - это нитратная кислота. Формула вещества - HNO 3 , оно же обладает и разнообразными физическими и химическими характеристиками, отличающими его от других неорганических кислот. В нашей статье мы изучим свойства азотной кислоты, ознакомимся с методами ее получения, а также рассмотрим сферы применения вещества в различных отраслях промышленности, медицины и сельского хозяйства.
Особенности физических свойств
Полученная в лаборатории азотная кислота, структурная формула которой приведена ниже, представляет собой бесцветную жидкость с неприятным запахом, более тяжелую, чем вода. Она быстро испаряется и имеет невысокую температуру кипения, равную +83 °С. Соединение легко смешивается с водой в любых пропорциях, образуя растворы различной концентрации. Более того, нитратная кислота может поглощать влагу из воздуха, то есть является гигроскопическим веществом. Структурная формула азотной кислоты неоднозначна, и может иметь две формы.
В молекулярном виде нитратная кислота не существует. В водных растворах различной концентрации вещество имеет вид следующих частиц: H 3 O + - ионов гидроксония и анионов кислотного остатка - NO 3 - .
Кислотно-основное взаимодействие
Азотная кислота, являющаяся одной из самых сильных кислот, вступает в обмена, нейтрализации. Так, с основными оксидами соединение участвует в обменных процессах, в результате которых получается соль и вода. Реакция нейтрализации - основное химическое свойство всех кислот. Продуктами взаимодействия оснований и кислот всегда будут соответствующие соли и вода:
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
Реакции с металлами
В молекуле азотной кислоты, формула которой HNO 3 , азот проявляет самую высокую степень окисления, равную +5, поэтому вещество обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Как сильная кислота оно способно взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода. Однако она, в отличие от других кислот, может реагировать и с пассивными металлическими элементами, например, с медью или серебром. Реагенты и продукты взаимодействия определяются, как концентрацией самой кислоты, так и активностью металла.
Разбавленная азотная кислота и ее свойства
Если массовая доля HNO 3 составляет 0,4-0,6, то соединение проявляет все свойства сильной кислоты. Например, диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Индикаторы в кислой среде, например, фиолетовый лакмус, в присутствии избытка ионов H + меняет свою окраску на красную. Важнейшая особенность реакций нитратной кислоты с металлами - это невозможность выделения водорода, который окисляется до воды. Вместо него образуются различные соединения - оксиды азота. Например, в процессе взаимодействия серебра с молекулами азотной кислоты, формула которой HNO 3 , обнаруживается монооксид азота, вода и соль - нитрат серебра. Степень окисления азота в сложном анионе снижается, так как происходит присоединение трех электронов.
С активными металлическими элементами, такими, как магний, цинк, кальций, нитратная кислота реагирует с образованием окиси азота, валентность которого наименьшая, она равна 1. Также образуются соль и вода:
4Mg + 10HNO 3 = NH 4 NO 3 + 4Mg(NO 3) 2 + 3H 2 O
Если же азотная кислота, химическая формула которой HNO 3 , очень разбавлена, в этом случае, продукты ее взаимодействия с активными металлами будут различными. Это может быть аммиак, свободный азот или оксид азота (І). Все зависит от внешних факторов, к которым можно отнести степень измельчения металла и температуру реакционной смеси. Например, уравнение ее взаимодействия с цинком будет иметь следующий вид:
Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Концентрированная HNO 3 (96-98%) кислота в реакциях с металлами восстанавливается до диоксида азота, причем, это обычно не зависит от положения металла в ряду Н. Бекетова. Так происходит в большинстве при взаимодействии с серебром.
Запомним исключение из правила: концентрированная азотная кислота в обычных условиях не реагирует с железом, алюминием и хромом, а пассивирует их. Это значит, что на поверхности металлов образуется защитная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему их контакту с молекулами кислоты. Смесь вещества с концентрированной хлоридной кислотой в соотношении 3:1 называется царской водкой. Она имеет способность растворять золото.
Как нитратная кислота реагирует с неметаллами
Сильные окислительные свойства вещества приводят к тому, что в его реакциях с неметаллическими элементами, последние переходят в форму соответствующих кислот. Например, сера окисляется до сульфатной, бор - до борной, а фосфор - до фосфатных кислот. Приведенные ниже уравнения реакций подтверждают это:
S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O
Получение азотной кислоты
Наиболее удобный лабораторный способ получения вещества - взаимодействие нитратов с концентрированной Ее проводят при слабом нагревании, не допуская повышения температуры, так как в этом случае получившийся продукт разлагается.
В промышленности азотную кислоту можно добыть несколькими способами. Например, полученным из азота воздуха и водорода. Производство кислоты проходит в несколько стадий. Промежуточными продуктами будут оксиды азота. Вначале образуется монооксид азота NO, затем кислородом воздуха его окисляют до двуокиси азота. Наконец, в реакции с водой и избытком кислорода из NO 2 добывают разбавленную (40-60%) нитратную кислоту. Если ее перегонять с концентрированной сульфатной кислотой, можно повысить массовую долю HNO 3 в растворе до 98.
Вышеописанный метод производства нитратной кислоты, впервые был предложен основателем азотной промышленности в России И. Андреевым еще в начале 20 века.
Применение
Как мы помним, химическая формула азотной кислоты HNO 3 . Какая особенность химических свойств обуславливает ее применение, если нитратная кислота является многотоннажным продуктом химического производства? Это высокая окислительная способность вещества. Его применяют в фармацевтической промышленности для получения лекарственных препаратов. Вещество служит исходным сырьем для синтеза взрывчатых соединений, пластических масс, красителей. Нитратная кислота применяется в военной технике в качестве окислителя для ракетного топлива. Большой ее объем применяют в производстве важнейших видов азотных удобрений - селитр. Они способствуют повышению урожайности важнейших сельскохозяйственных культур и повышают содержание в плодах и зеленой массе белка.
Области применения нитратов
Рассмотрев основные свойства, получение и применение азотной кислоты, остановимся на использовании важнейших ее соединений - солей. Они являются не только минеральными удобрениями, некоторые из них имеют большое значение в военной промышленности. Например, смесь, состоящая из 75% нитрата калия, 15% мелкодисперсного угля и 5% серы называется черным порохом. Из нитрата аммония, а также порошка угля и алюминия получают аммонал - взрывчатое вещество. Интересное свойство солей нитратной кислоты - это их способность разлагаться при нагревании.
Причем, продукты реакции будут зависеть от того, ион какого металла входит в состав соли. Если металлический элемент находится в ряду активности левее магния, от в продуктах обнаруживаются нитриты и свободный кислород. Если металл, входящий в состав нитрата, расположен от магния до меди включительно, то при нагревании соли происходит образование диоксида азота, кислорода и оксида металлического элемента. Соли серебра, золота или платины при высокой температуре образуют свободный металл, кислород и двуокись азота.
В нашей статье мы выяснили, какая химическая формула азотной кислоты в химии, и какие особенности ее окислительных свойств имеют наиболее важное значение.
Окислительные свойства азотной кислоты.
ОВР в статье специально выделены цветом . Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.
– в любом виде (и разбавленная, и концентрированная) является сильным окислителем.
Причем, разбавленная восстанавливается глубже, чем концентрированная.
Окислительные свойства обеспечиваются азотом в высшей степени окисления +5
Какая валентность у азота в этом соединении? Вопрос очень хитрый, многие отвечают на него корректно. У азота в азотной кислоте валентность IV .
Атом азота не может образовать больше ковалентных связей, посмотрите на электронную диаграмму:
Три связи с каждым атомом кислорода, и четвертая как бы распределяется, образуется полуторная связь. Таким образом, валентность азота IV, а степень окисления +5
Первое самое интересное свойство: взаимодействие с металлами.
Водород при взаимодействии с металлами никогда не выделяется
Схема реакции азотной кислоты (и разбавленной, и концентрированной) с металлами:
HNO 3 + Ме → нитрат + H 2 O + продукт восстановленного азота
Два нюанса:
1. , и с концентрированной азотной кислотой в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.
2. С платиной и золотом концентрированная азотная кислота не реагирует вообще.
Чтобы понять до чего вообще может восстанавливаться азот, посмотрим на диаграмму его степеней окисления:
Азот +5 – окислитель, будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления.
Все возможные продукты восстановления азотной на диаграмме обведены красным.
(Не все конечно, такие реакции вообще что угодно дать могут, но в ЕГЭ образуются только эти).
Определить какой именно продукт будет образовываться можно чисто логически:
- до таких низких степеней окисления как -3 или +1, с образованием продуктов NH 4 NO 3 или N 2 O соответственно, азот восстанавливают только достаточно сильные, активные металлы: щелочные — 1-я группа главная подгруппа, щелочноземельные, а так же Al и Zn . Как ранее уже было сказано, разбавленная кислота восстанавливается глубже, поэтому при взаимодействии активных металлов с конц. азотной кислотой образуется N 2 O , а при взаимодействии с разб. азотной кислотой NH 4 NO 3 .
4Ba + 10HNO 3( конц .) → 4Ba(NO 3 ) 2 + 5H 2 O + N 2 O
4Ba + 10HNO 3( разб .) → 4Ba(NO 3 ) 2 + 3H 2 O + NH 4 NO 3
8Li + 10HNO 3( конц .) → 8LiNO 3 + 5H 2 O + N 2 O
8Li + 10HNO 3( разб .) → 8LiNO 3 + 3H 2 O + NH 4 NO 3
8Al + 30HNO 3( конц .) (t)→ 8Al(NO 3 ) 3 + 15H 2 O + 3N 2 O
8Al + 30HNO 3( разб .) → 8Al(NO 3 ) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3
Остальные металлы восстанавливают азотную кислоту до +2 или +4, с образованием продуктов соответственно: NO или O 2 .
Разбавленная кислота восстанавливается глубже
- при взаимодействии с ней металлов, не отличающихся особой активностью, будет образовываться NO . Ну а с конц. азотной NO 2:
Cu + 4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O + 2NO 2
3Cu + 8HNO 3( разб .) → 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO
Fe + 6HNO 3( конц .) (t)→ Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O + 3NO 2
Fe + 4HNO 3( разб .) → Fe(NO 3 ) 3 + 2H 2 O + NO
(обратите внимание, что железо окисляется до высшей степени окисления)
Ag + 2HNO 3( конц .) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2
3Ag + 4HNO 3( разб .) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO
Если тяжело сразу понять всю логичность выбора, вот таблица:
А зотная кислота окисляет неметаллы до высших оксидов .
Так как неметаллы – не такие сильные восстановители, как активные металлы, азот может восстановиться только до +4, образовав NO 2 или NO соответственно.
При окислении неметаллов концентрированной азотной кислотой образуется бурый газ (NO 2), а если кислота разбавленная, то образуется NO . Схемы реакций следующие:
неметалл + HNO 3 (разб.) → + NO
неметалл + HNO 3 (конц.) → соединение неметалла в высшей степени окисления + NO 2
4 HNO 3(конц.) → CO 2 + 2 H 2 O + 4 NO 2
3C + 4HNO 3( разб .) → 3CO 2 + 2H 2 O + 4NO
(угольная кислота не образуется, так как она не стабильна)
5HNO 3( конц .) → H 3 PO 4 + H 2 O + 5 NO 2
3P + 5HNO 3( разб .) + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO
+ 3 HNO 3( конц .) → H 3 BO 3 + 3NO 2
B + HNO 3( разб .) + H 2 O → H 3 BO 3 + NO
6HNO 3( конц .) → H 2 SO 4 + 2H 2 O + 6NO 2
S + 2HNO 3( разб .) → H 2 SO 4 + 2 NO
- концентрированная азотная кислота окисляет сероводород. Окисление идет глубже при нагревании:
2HNO 3( конц .) + H 2 S → S↓ + 2NO 2 + 2H 2 O
H 2 S + 8HNO 3(конц.) → H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O
- концентрированная азотная кислота окисляет сульфиды до сульфатов:
CuS + 8HNO 3(конц.) → CuSO 4 + 4 H 2 O + 8 NO 2
- азотная кислота настолько сурова, что может окислить даже . Только один – иод. Разбавленная восстанавливается глубже: до +2, концентрированная до +4. А вот иод окисляется не до высшей степени окисления +7 (слишком круто), а до +5, образуя иодноватую кислоту HIO 3:
10 HNO 3(конц.) + I 2 (t)→ 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
10 HNO 3(разб.) + 3 I 2 (t) → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O
- концентрированная азотная кислота реагирует с хлоридами и фторидами. Только следует понимать, что с фторидами и хлоридами протекает обычная реакция ионного обмена с вытеснением галогеноводорода и образованием нитрата:
NaCl (тв.) + HNO 3(конц.) → HCl + NaNO 3
NaF (тв.) + HNO 3(конц.) → HF + NaNO 3
- А вот с бромидами и иодидами (и с бромоводородами, и с иодоводородами) протекает ОВР. В обоих случаях образуется свободный галоген, а азот восстанавливается до NO 2:
8HNO 3( конц .) + 6KBr ( тв .) → 3Br 2 + 4H 2 O + 6KNO 3 + 2NO 2
4HNO 3( конц .) + 2NaI ( тв .) → 2NaNO 3 + 2NO 2 + 2H 2 O + I 2 ↓
7HNO 3( конц .) + NaI → NaNO 3 + 6NO 2 + 3H 2 O + HIO 3
То же самое происходит при взаимодействии с иодо- и бромоводородами:
2HNO 3( конц .) + 2HBr → Br 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
6HNO 3( конц .) + HI → HIO 3 + 6NO 2 + 3H 2 O
Реакции с золотом, магнием, медью и серебром
Азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO 3)
Азотная кислота
Молекулярная формула: HNO 3 , B(N) = IV, С.О. (N) = +5
Атом азота образует 3 связи с атомами кислорода по обменному механизму и 1 связь - по донорно-акцепторному механизму.
Физические свойства
Безводная HNO 3 при обычной температуре - бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6"С).
Концентрированная «дымящая» HNO 3 имеет красный или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO 2 . Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.
Способы получения
I. Промышленный - 3-стадийный синтез по схеме: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3
1 стадия: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
2 стадия: 2NO + O 2 = 2NO 2
3 стадия: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
II. Лабораторный - длительное нагревание селитры с конц. H 2 SO 4:
2NaNO 3 (тв.) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4
Ba(NO 3) 2 (тв) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + BaSO 4
Химические свойства
HNO 3 как сильная кислота проявляет все общие свойства кислот
HNO 3 → H + + NO 3 -
HNO 3 - очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.
HNO 3 взаимодействует:
а) с оксидами металлов 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
в) с солями слабых кислот 2HNO 3 + СaСO 3 = Ca(NO 3) 2 + СO 2 + H 2 O
г) с аммиаком HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3
Отличие HNO 3 от других кислот
1. При взаимодействии HNO 3 с металлами практически никогда не выделяется Н 2 , так как ионы H + кислоты не участвуют в окислении металлов.
2. Вместо ионов H + окисляющее действие оказывают анионы NO 3 - .
3. HNO 3 способна растворять не только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, но и малоактивные металлы - Си, Аg, Нg. В смеси с HCl растворяет также Au, Pt.
HNO 3 - очень сильный окислитель
I. Окисление металлов:
Взаимодействие HNO 3: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO 3 (конц.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
8HNO 3 (разб.) + ЗСu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O
б) с активными Me: 10HNO 3 (разб.) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O
в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO 3 (оч. разб.) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O
Очень концентрированная HNO 3 при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.
II. Окисление неметаллов:
HNO 3 окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO 3 разб.) или до NO 2 (HNO 3 конц).
5HNO 3 + Р = 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O
2HNO 3 + S = 2NO + H 2 SO 4
III. Окисление сложных веществ:
Особенно важными являются реакции окисления сульфидов некоторых Me, которые не растворяются в других кислотах. Примеры:
8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O
22HNO 3 + ЗСu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O
HNO 3 - нитрующий агент в реакциях органического синтеза
R-Н + НО-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O
С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O нитроэтан
С 6 Н 5 СН 3 + 3HNO 3 → С 6 Н 2 (NO 2) 3 СН 3 + ЗH 2 O тринитротолуол
С 6 Н 5 ОН + 3HNO 3 → С 6 Н 5 (NO 2) 3 OH + ЗH 2 O тринитрофенол
HNO 3 этерифицирует спирты
R-ОН + НO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O
С 3 Н 5 (ОН) 3 + 3HNO 3 → С 3 Н 5 (ONO 2) 3 + ЗH 2 O тринитрат глицерина
Разложение HNO 3
При хранении на свету, и особенно при нагревании, молекулы HNO 3 разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Выделяется красно-бурый ядовитый газ NO 2 , который усиливает агрессивно-окислительные свойства HNO 3
Соли азотной кислоты - нитраты Me(NO 3) n
Нитраты - бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде. Имеют химические свойства, характерные для типичных солей.
Отличительные особенности:
1) окислительно-восстановительное разложение при нагревании;
2) сильные окислительные свойства расплавленных нитратов щелочных металлов.
Термическое разложение
1. Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:
Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2
2. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов от Mg до Cu:
Me(NO 3) n → Ме x О y + NO 2 + O 2
3. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов превее Cu:
Me(NO 3) n → Ме + NO 2 + O 2
Примеры типичных реакций:
1) 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
3) 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Окислительное действие расплавов нитратов щелочных металлов
В водных растворах нитраты, в противоположность HNO 3 , почти не проявляют окислительной активности. Однако расплавы нитратов щелочных металлов и аммония (селитр) являются сильными окислителями, поскольку разлагаются с выделением активного кислорода.
