Азотная кислота - важный, но опасный химический реактив
Химические реактивы , лабораторное оборудование и приборы , а также лабораторная посуда из стекла или из других материалов являются составляющими любой современной промышленной или научно-исследовательской лаборатории. В этом перечне, как и много веков назад, особое место занимают вещества и соединения, так как они представляют собой основную химическую базу, без которой невозможно проведение любого, даже самого простого эксперимента или анализа.
Современная химия насчитывает огромное количество химических реактивов: щелочи, кислоты, реагенты, соли и другие. Среди них кислоты - самая распространенная группа. Кислоты - это сложные водородосодержащие соединения, атомы которых могут замещаться атомами металла. Сфера их применения обширна. Она охватывает многие отрасли производства: химическую, машиностроительную, нефтеперерабатывающую, пищевую, а также медицину, фармакологию, косметологию; широко используется в быту.
Азотная кислота и ее определение
относится к с одноосновным кислотам и является сильным реактивом. Она представляет собой прозрачную жидкость, которая может иметь желтоватый оттенок при долгом хранении ее в теплом помещении, так как при плюсовой (комнатной) температуре в ней накапливаются оксиды азота. При нагревании или взаимодействии с прямыми солнечными лучами приобретает бурый цвет из-за процесса выделения диоксида азота. При контакте с воздухом дымится. Данная кислота - это сильный окислитель с резким неприятным запахом, который вступает в реакцию с большинством металлов (за исключением платины, родия, золота, тантала, иридия и некоторых других), превращая их в оксиды или нитраты. Данная кислота хорошо растворяется в воде, причем в любых соотношениях, ограниченно - в эфире.
Форма выпуска азотной кислоты зависит от ее концентрации:
- обычная - 65 % , 68 %;
- дымная - 86 % и более. Цвет «дыма» может быть белым, если концентрация составляет от 86 % до 95 %, или красным - свыше 95 %.
Получение
В настоящее время производство сильно- или слабоконцентрированной азотной кислоты проходит следующие этапы:
1. процесс каталитического окисления синтетического аммиака;
2. как результат - получение смеси нитрозных газов;
3. впитывания воды;
4. процесс концентрирования азотной кислоты.
Хранение и транспортировка
Данный реактив является самой агрессивной кислотой, 
поэтому для ее транспортировки и хранения выдвигаются следующие требования:
- хранить и перевозить в специальных герметически закрытых резервуарах из хромистой стали или алюминия, а также в бутылях из лабораторного стекла
.
Каждая тара помечается надписью «Опасно».
Где применяется химический реактив?
Сфера применения азотной кислоты в настоящее время огромна. Она охватывает многие отрасли промышленности, такие как:
- химическую (изготовление взрывчатых веществ, органических красителей, пластмасс, натрия, калия, пластмасс, некоторых видов кислот, искусственного волокна);
- сельскохозяйственную (производство азотных минеральных удобрений или селитры);
- металлургическую (растворение и травление металлов);
- фармакологическую (входит в состав препаратов по удалению кожных образований);
- ювелирное производство (определение чистоты драгоценных металлов и сплавов);
- военную (входит в состав взрывчатых веществ как нитрующий реагент);
- ракетно-космическую (одна из составляющих ракетного топлива);
- медицину (для прижигания бородавок и других кожных образований).
Меры предосторожности
При работе с азотной кислотой нужно учесть, что данный химический реактив является сильной кислотой, которая относиться к веществам 3 класса опасности. Для сотрудников лабораторий, а также лиц, допущенных к работе с подобными веществами, существуют особые правила. Во избежание прямого контакта с реактивом все работы проводить строго в специальной одежде, которая включает: кислотозащитные рукавицы и обувь, комбинезон, перчатки нитриловые , а также очки и респираторы, как средства защиты органов дыхания и зрения. Несоблюдение данных требований может привести к самым серьезным последствиям: при попадании на кожу - ожогам, язвам, а при попадании в вдыхательные пути - отравлениям, вплоть до отека легких.
Азотная кислота: свойства и реакции,
лежащие в основе производства
>
9 класс
Приходя на урок химии, ребята хотят узнать новое и применить свои знания, особенно им нравится самостоятельно добывать информацию и экспериментировать. Данный урок построен так, чтобы, изучая новый материал, учащиеся могли привлечь ранее приобретенные знания: строение атома азота, типы химической связи, электролитическая диссоциация, окислительно-восстановительные реакции, техника безопасности при проведении эксперимента.
Цели. Повторить классификацию и свойства оксидов азота, а также общие свойства азотной кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД). Познакомить учащихся с окислительными свойствами азотной кислоты на примере взаимодействия разбавленной и концентрированной кислоты с металлами. Дать понятие о способах получения азотной кислоты и областях ее применения.
Оборудование. На каждом столе перед учащимися план урока, схема взаимодействия азотной кислоты с металлами, набор реактивов, тесты для закрепления изученного материала.
П л а н у р о к а
Оксиды азота.
Состав и строение молекулы азотной кислоты.
Физические свойства азотной кислоты.
Химические свойства азотной кислоты.
Получение азотной кислоты.
Применение азотной кислоты.
Закрепление материала (тест по вариантам).
ХОД УРОКА
Оксиды азота
Учитель. Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?
Ученики самостоятельно записывают формулы пяти оксидов азота, называют их, вспоминают азотсодержащие кислородные кислоты и устанавливают соответствие между оксидами и кислотами. Один из учеников записывает на доске (таблица).
Таблица
Сопоставление оксидов азота, кислот и солей
Демонстрационный опыт:
взаимодействие оксида азота(IV) с водой
Учитель. В сосуд с NO 2 приливаем немного воды и взбалтываем содержимое, затем испытываем полученный раствор лакмусом.
Что наблюдаем? Раствор краснеет из-за образовавшихся двух кислот.
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .
Степень окисления азота в NO 2 равна +4, т.е. она является промежуточной между +3 и +5, которые в растворе более устойчивы, поэтому оксиду азота(IV) соответствуют сразу две кислоты – азотистая и азотная.
Состав и строение молекулы
Учитель. На доске запишите молекулярную формулу азотной кислоты, вычислите ее молекулярную массу и отметьте степени окисления элементов. Составьте структурную и электронную формулы.
Ученики составляют следующие формулы (рис. 1).
Рис. 1. Неверные структурная и электронная формулы азотной кислоты
Учитель. Согласно этим формулам вокруг азота вращается десять электронов, но этого не может быть, т.к. азот находится во втором периоде и максимально на внешнем слое у него может быть только восемь электронов. Это противоречие устраняется, если предположить, что между атомом азота и одним из атомов кислорода образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму (рис. 2).
Рис. 2. Электронная формула азотной
кислоты.
Электроны атома азота обозначены черными
точками
Тогда структурную формулу азотной кислоты можно было бы изобразить так (рис. 3):
Рис. 3. Структурная формула азотной
кислоты
(донорно-акцепторная связь показана стрелкой)
Однако опытным путем доказано, что двойная связь равномерно распределена между двумя атомами кислорода. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5, а валентность (обратите внимание) равна четырем, ибо имеются только четыре общие электронные пары.
Физические свойства азотной кислоты
Учитель. Перед вами флаконы с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. Опишите физические свойства, которые вы наблюдаете .
Ученики описывают азотную кислоту как жидкость тяжелее воды, желтоватого цвета, с резким запахом. Раствор азотной кислоты без цвета и без запаха.
Учитель. Я добавлю, что температура кипения азотной кислоты +83 °С, температура замерзания –41 °С, т.е. при обычных условиях это жидкость. Резкий запах и то, что при хранении она желтеет, объясняется тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается.
Химические свойства кислоты
Учитель. Вспомните, с какими веществами взаимодействуют кислоты? (Учащиеся называют.)
Перед вами реактивы, проделайте перечисленные реакции* и запишите свои наблюдения (реакции записывать надо в свете ТЭД).
А теперь обратимся к специфическим свойствам азотной кислоты.
Мы отметили, что кислота при хранении желтеет, теперь докажем это химической реакцией:
4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 + O 2 .
(Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции.)
Выделяющийся «бурый газ» (NO 2) окрашивает кислоту.
Особо ведет себя эта кислота по отношению к металлам. Вы знаете, что металлы вытесняют водород из растворов кислот, но при взаимодействии с азотной кислотой этого не происходит.
Посмотрите на схему у вас на парте (рис. 4), где показано, какие газы выделяются при реакции кислоты различной концентрации с металлами. (Работа со схемой.)
Рис. 4. Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами
Демонстрационный опыт:
взаимодействие концентрированной азотной
кислоты с медью
Очень эффективна демонстрация реакции азотной кислоты (конц.) с порошком меди или мелко нарезанными кусочками медной проволоки:
Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции:
Получение кислоты
Учитель. Урок будет неполным, если мы не рассмотрим вопрос получения азотной кислоты.
Лабораторный способ: действие концентрированной серной кислоты на нитраты (рис. 5).
NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 .
В промышленности кислоту в основном получают аммиачным способом.
Рис. 5. Для получения азотной кислоты в
лаборатории до сих пор
удобно использовать старинную химическую посуду
– реторту
Способ получения кислоты из азота и кислорода при температуре свыше 2000 °С (электродуговой) особого распространения не получил.
В России история получения азотной кислоты связана с именем химика-технолога Ивана Ивановича Андреева (1880–1919).
Он в 1915 г. создал первую установку по производству кислоты из аммиака и реализовал разработанный способ в заводском масштабе в 1917 г. Первый завод был построен в Донецке.
Этот метод включает несколько этапов.
1) Подготовка аммиачно-воздушной смеси.
2) Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновой сетке:
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.
3) Дальнейшее окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV):
2NO + O 2 = 2NO 2 .
4) Растворение оксида азота(IV) в воде и получение кислоты:
3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO.
Если растворение проводить в присутствии кислорода, то весь оксид азота(IV) переходит в азотную кислоту.
5) Заключительный этап получения азотной кислоты – очистка газов, выходящих в атмосферу, от оксидов азота. Состав этих газов: до 98% азота, 2–5% кислорода и 0,02–0,15% оксидов азота. (Азот изначально был в воздухе, взятом для окисления аммиака.) Если оксидов азота в этих отходящих газах больше 0,02%, то специально проводят каталитическое восстановление их до азота, потому что даже такие малые количества этих оксидов приводят к большим экологическим проблемам.
После всего сказанного возникает вопрос: а зачем нам нужна кислота?
Применение кислоты
Учитель. Азотную кислоту используют для производства: азотных удобрений, и в первую очередь аммиачной селитры (как ее получают?); взрывчатых веществ (почему?); красителей; нитратов, о которых речь пойдет на следующем уроке.
Закрепление материала
Фронтальный опрос класса
– Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?
– С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?
– Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?
Тест
В а р и а н т 1
1. Какой ряд чисел соответствует распределению электронов по энергетическим уровням в атоме азота?
1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.
2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций:
1) HNO 3 (разб.) + Cu … ;
2) Zn + HNO 3 (конц.) … ;
3) HNO 3 + MgCO 3 … ;
4) CuO + KNO 3 … .
3. Укажите, какое уравнение иллюстрирует одну из стадий процесса промышленного производства азотной кислоты.
1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O;
2) 5HNO 3 + 3P + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;
3) N 2 + O 2 = 2NO.
4. Отрицательная степень окисления проявляется азотом в соединении:
1) N 2 O; 2) NO; 3) NO 2 ; 4) Na 3 N.
5. Взаимодействие медной стружки с концентрированной азотной кислотой приводит к образованию:
1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 ; 4) NH 3 .
В а р и а н т 2
1. Значение высшей валентности азота равно:
1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.
2. Запишите возможное взаимодействие концентрированной азотной кислоты со следующими металлами: натрий, алюминий, цинк, железо, хром.
3. Выберите вещества, являющиеся сырьем для производства азотной кислоты:
1) азот и водород;
2) аммиак, воздух и вода;
3) нитраты.
4. Концентрированная азотная кислота не реагирует с:
1) углекислым газом;
2) соляной кислотой;
3) углеродом;
4) гидроксидом бария.
5. При взаимодействии очень разбавленной кислоты с магнием образуется:
1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 O; 4) NH 4 NO 3 .
Ответы на тесты В а р и а н т 1. 1 – 4;
3 – 1; 4 – 4; 5 – 1. В а р и а н т 2. 1 – 4;
3 – 2; 4 – 1; 5 – 4. |
* Например, можно предложить ребятам проделать следующие лабораторные опыты.
1) В пробирку с раствором азотной кислоты добавьте лакмус и постепенно добавляйте раствор гидроксида натрия. Наблюдения запишите.
2) Положите в пробирку немного мела, добавьте разбавленную азотную кислоту.
3) Положите в пробирку немного оксида меди(II), добавьте разбавленную азотную кислоту. Какого цвета раствор? Зажмите пробирку в держателе и погрейте. Как изменяется цвет раствора? О чем говорит изменение цвета? – Прим. ред .
Сфера использования азотной кислоты весьма широка. Изготавливается такое вещество на специализированных химических заводах.
Производство очень обширное и сегодня можно купить такой раствор в очень больших количествах. Продается азотная кислота оптом только сертифицированными производителями.
Физические характеристики
>Азотная кислота представляет собой жидкость, которая имеет специфический едкий запах. Плотность ее составляет 1,52 г/см3, а температура кипения равна 84 градусам. Процесс кристаллизации вещества происходит при -41 градусе Цельсия, которое затем превращается в вещество белого цвета.
Азотная кислота прекрасно растворяется в воде, и на практике можно получить раствор любой концентрации. Самым распространенным является 70-ти % соотношение вещества. Такая концентрация самая распространенная и применяется повсеместно.
Сильно насыщенная кислота способна выделять воздух токсичные соединения (оксиды азота). Они очень вредные и при обращении с ней следует соблюдать все меры предосторожности.
Концентрированный раствор данного вещества является сильным окислителем и может вступать в реакции со многими органическими соединениями. Так, при длительном воздействии на кожу она вызывает ожоги, которые образуются при разрушении белковых тканей.
Азотная кислота легко распадается при воздействии на нее тепла и света на оксид азота, воду и кислород. Как уже упоминалось, продукты такого распада очень токсичны.
Она очень агрессивна и вступает в химические реакции с большинством металлов, за исключением золота, платины и других подобных веществ. Данная особенность используется, чтобы разделять золото от других материалов, например серебра.
При воздействии с металлами она образует:
- нитраты;
- гидратированые оксиды (образование одного из двух типов веществ зависит от конкретного металла).
Азотная кислота — это очень сильный окислитель и поэтому данное свойство используют в промышленных процессах. В большинстве случаев она применяется как водный раствор различной концентрации.
Азотная кислота играет важную роль при получении азотных удобрений, а также используется, чтобы растворять различные руды и концентраты. Также входит в процесс получения серной кислоты.
Она является важным компонентом «царской водки», вещества, которое способное растворять золото.
Синтез азотной кислоты смотрим в видео:
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
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.
