Independientemente de la concentración, el agente oxidante del ácido nítrico son las nitraciones NO, que contienen nitrógeno en estado de oxidación +5. Por lo tanto, cuando los metales interactúan con el ácido nítrico, no se libera hidrógeno. Ácido nítrico Oxida todos los metales excepto los más inactivos (nobles). En este caso, se forman productos de reducción de sal, agua y nitrógeno (+5): NH−3 4 NO 3, N 2, N 2 O, NO, НNO 2, NO 2. El amoníaco libre no se libera, ya que reacciona con el ácido nítrico formando nitrato de amonio:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
Cuando los metales interactúan con ácido nítrico concentrado (30–60% HNO 3), el producto de la reducción de HNO 3 es predominantemente óxido nítrico (IV), independientemente de la naturaleza del metal, por ejemplo:
Mg + 4HNO 3 (conc.) = Mg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Hg + 4HNO 3 (conc.) = Hg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Los metales de valencia variable, al interactuar con el ácido nítrico concentrado, se oxidan a grado más alto oxidación. En este caso, aquellos metales que se oxidan a un estado de oxidación de +4 y superiores forman ácidos u óxidos. Por ejemplo:
Sn + 4HNO 3 (conc.) = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O
2Sb + 10HNO 3 (conc.) = Sb 2 O 5 + 10NO 2 + 5H 2 O
Mo + 6HNO 3 (conc.) = H 2 MoO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Aluminio, cromo, hierro, níquel, cobalto, titanio y algunos otros metales se pasivan en ácido nítrico concentrado. Después del tratamiento con ácido nítrico, estos metales no reaccionan con otros ácidos.
Cuando los metales interactúan con el ácido nítrico diluido, el producto de su reducción depende de las propiedades reductoras del metal: cuanto más activo es el metal, más en mayor medida El ácido nítrico se reduce.
Los metales activos reducen al máximo el ácido nítrico diluido, es decir. Se forman sal, agua y NH 4 NO 3, por ejemplo:
8K + 10HNO 3 (diluido) = 8KNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Los metales de actividad media, al reaccionar con ácido nítrico diluido, forman sal, agua y nitrógeno o N 2 O. Cuanto más a la izquierda esté el metal en este rango (más cerca del aluminio), es más probable que se forme nitrógeno, por ejemplo :
5Mn + 12HNO 3 (diluido) = 5Mn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Cd + 10HNO 3 (diluido) = 4Cd(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
Los metales poco activos, al reaccionar con ácido nítrico diluido, forman sal, agua y óxido nítrico (II), por ejemplo:
3Сu + 8HNO 3 (diluido) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Pero las ecuaciones de reacción en estos ejemplos son condicionales, ya que en realidad se obtiene una mezcla de compuestos nitrogenados, y cuanto mayor es la actividad del metal y menor es la concentración de ácido, menor es el grado de oxidación del nitrógeno en el producto que se forma. más que otros.
6. Interacción de metales con agua regia.
El "vodka real" es una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico concentrados. Se utiliza para oxidar y disolver oro, platino y otros metales preciosos.
El ácido clorhídrico en agua regia se gasta en la formación de un compuesto complejo de metal oxidado. De una comparación de las semirreacciones 29 y 30 con las semirreacciones 31-32 (Tabla 1), queda claro que durante la formación de compuestos complejos de oro y platino, el potencial redox disminuye, lo que hace posible su oxidación con ácido nítrico. . Las ecuaciones de reacción del oro y el platino con agua regia se escriben de la siguiente manera:
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Tres metales no interactúan con el agua regia: tungsteno, niobio y tantalio. Se oxidan con una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido fluorhídrico, ya que el ácido fluorhídrico forma compuestos complejos más fuertes que el ácido clorhídrico. Las ecuaciones de reacción son las siguientes:
W + 2HNO3 + 8HF = H2 + 2NO + 4H2O
3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O
3Ta + 5HNO3 + 24HF = 3H3 + 5NO + 10H2O
en algunos libros de texto Existe otra explicación para la interacción de los metales nobles con el agua regia. Se cree que en esta mezcla entre HNO 3 y HCl se produce una reacción catalizada por metales nobles, en la que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico según la ecuación:
HNO3 + 3HCl = NOCl + 2H2O
El cloruro de nitrosilo NOCl es frágil y se descompone según la ecuación:
NOCl = NO + Cl(atómico)
Por tanto, el agente oxidante del metal es cloro atómico (es decir, muy activo) en el momento de la liberación. Por tanto, los productos de la interacción del agua regia con los metales son sal (cloruro), agua y óxido nítrico (II):
Au + HNO 3 + 3HCl = AuCl 3 + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,
y los compuestos complejos se forman en las siguientes reacciones:
HCl + AuCl3 = H; 2HCl + PtCl4 = H2
El ámbito de uso del ácido nítrico es muy amplio. Esta sustancia se produce en plantas químicas especializadas.
La producción es muy extensa y hoy en día se puede comprar una solución de este tipo en cantidades muy grandes. El ácido nítrico solo lo venden a granel fabricantes certificados.
Características físicas
El ácido nítrico es un líquido que tiene un olor acre específico. Su densidad es de 1,52 g/cm3 y su punto de ebullición es de 84 grados. El proceso de cristalización de una sustancia ocurre a -41 grados Celsius, que luego se convierte en una sustancia. blanco.
El ácido nítrico es muy soluble en agua y, en la práctica, se puede obtener una solución de cualquier concentración. La más común es una proporción del 70% de la sustancia. Esta concentración es la más común y se usa en todas partes.
Un ácido altamente saturado puede liberar compuestos tóxicos (óxidos de nitrógeno) al aire. Son muy dañinos y se deben tomar todas las precauciones al manipularlos.
Una solución concentrada de esta sustancia es un agente oxidante fuerte y puede reaccionar con muchos compuestos orgánicos. Entonces, con una exposición prolongada a la piel, causa quemaduras, que se forman cuando se destruyen los tejidos proteicos.
El ácido nítrico se descompone fácilmente cuando se expone al calor y la luz en óxido nítrico, agua y oxígeno. Como ya se mencionó, los productos de dicha degradación son muy tóxicos.
Ella es muy agresiva y se mete reacciones quimicas con la mayoría de los metales, a excepción del oro, el platino y otras sustancias similares. Esta característica se utiliza para separar el oro de otros materiales como la plata.
Cuando se expone a metales se forma:
- nitratos;
- Óxidos hidratados (la formación de uno de dos tipos de sustancias depende del metal específico).
El ácido nítrico es un agente oxidante muy fuerte y por ello esta propiedad se utiliza en procesos industriales. En la mayoría de los casos, se utiliza como una solución acuosa de concentraciones variables.
El ácido nítrico juega un papel importante en la producción de fertilizantes nitrogenados y también se utiliza para disolver diversos minerales y concentrados. También incluido en el proceso de producción de ácido sulfúrico.
Ella es un componente importante"Aqua regia", una sustancia que puede disolver el oro.
Vemos la síntesis de ácido nítrico en el video:
Propiedades especiales del ácido nítrico y sulfúrico concentrado.
Ácido nítrico- HNO3, ácido fuerte monobásico que contiene oxígeno. El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas con redes monoclínicas y ortorrómbicas. El ácido nítrico se mezcla con agua en cualquier proporción. En soluciones acuosas, se disocia casi por completo en iones. Forma una mezcla azeotrópica con agua con una concentración del 68,4% y punto de ebullición 120 °C a 1 atm. Se conocen dos hidratos sólidos: monohidrato (HNO3 H2O) y trihidrato (HNO3 · 3H2O).
El HNO3 altamente concentrado suele tener un color marrón debido al proceso de descomposición que se produce con la luz:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone según la misma reacción. El ácido nítrico se puede destilar (sin descomposición) sólo a presión reducida.
El ácido nítrico es agente oxidante fuerte , el ácido nítrico concentrado oxida el azufre a ácido sulfúrico y el fósforo a ácido fosfórico. Algunos compuestos orgánicos (por ejemplo, aminas e hidracina, trementina) se encienden espontáneamente al entrar en contacto con el ácido nítrico concentrado.
El grado de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es 4-5. Al actuar como agente oxidante, el HNO se puede reducir a varios productos:
Cuál de estas sustancias se forma, es decir, con qué profundidad se reduce el ácido nítrico en un caso determinado, depende de la naturaleza del agente reductor y de las condiciones de reacción, principalmente de la concentración del ácido. Cuanto mayor es la concentración de HNO, menos profundamente se reduce. Al reaccionar con ácido concentrado, la mayoría de las veces se libera.
Al reaccionar con ácido nítrico diluido. con metales poco activos, por ejemplo, con el cobre se libera NO. En el caso de metales más activos, se forma hierro, zinc.
El ácido nítrico altamente diluido reacciona con metales activos-zinc, magnesio, aluminio - con la formación de iones de amonio, que dan nitrato de amonio con ácido. Normalmente se forman varios productos simultáneamente.
El oro, algunos metales del grupo del platino y el tantalio son inertes al ácido nítrico en todo el rango de concentración, otros metales reaccionan con él y el curso de la reacción está determinado por su concentración. Así, el ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar dióxido de nitrógeno y el ácido nítrico diluido reacciona con el óxido nítrico (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
La mayoría de los metales c reaccionar con ácido nítrico para liberar óxidos de nitrógeno en varios estados de oxidación o mezclas de los mismos, el ácido nítrico diluido, al reaccionar con metales activos, puede reaccionar para liberar hidrógeno y reducir el ion nitrato a amoníaco.
Algunos metales (hierro, cromo, aluminio), que reaccionan con el ácido nítrico diluido, quedan pasivados por el ácido nítrico concentrado y son resistentes a sus efectos.
Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico se llama "melange". El ácido nítrico se usa ampliamente para producir compuestos nitro.
Una mezcla de tres volúmenes de ácido clorhídrico y un volumen de ácido nítrico se llama "agua regia". El agua regia disuelve la mayoría de los metales, incluido el oro. Sus fuertes capacidades oxidantes se deben al cloro atómico y al cloruro de nitrosilo resultantes:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Ácido sulfúrico– Líquido aceitoso pesado que no tiene color. Miscible con agua en cualquier proporción.
Ácido sulfúrico concentradoAbsorbe activamente agua del aire y la elimina de otras sustancias. Cuando las sustancias orgánicas entran concentradas. ácido sulfúrico La carbonización ocurre, por ejemplo, en el papel:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Cuando el ácido sulfúrico concentrado reacciona con el azúcar, se forma una masa de carbono porosa, similar a una esponja negra endurecida:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Propiedades químicasácido sulfúrico diluido y concentrado son diferentes.
Soluciones diluidas la reacción del ácido sulfúrico con metales , ubicado en serie electroquímica voltajes a la izquierda del hidrógeno, con formación de sulfatos y liberación de hidrógeno.
Soluciones concentradas El ácido sulfúrico exhibe fuertes propiedades oxidantes debido a la presencia en sus moléculas de un átomo de azufre en el estado de oxidación más alto (+6), por lo que el ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante fuerte. Así se oxidan algunos no metales:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
ella interactúa con metales , ubicado en la serie de voltaje electroquímico de los metales a la derecha del hidrógeno (cobre, plata, mercurio), con formación de sulfatos, agua y productos de reducción de azufre. Soluciones concentradas ácido sulfúrico no reacciones con el oro y el platino debido a su baja actividad.
a) los metales poco activos reducen el ácido sulfúrico a dióxido de azufre SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) con metales de actividad intermedia, son posibles reacciones con la liberación de cualquiera de los tres productos de la reducción del ácido sulfúrico:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) con metales activos se puede liberar azufre o sulfuro de hidrógeno:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) el ácido sulfúrico concentrado no interactúa con aluminio, hierro, cromo, cobalto, níquel en frío (es decir, sin calentar): se produce la pasivación de estos metales. Por tanto, el ácido sulfúrico se puede transportar en contenedores de hierro. Sin embargo, cuando se calienta, tanto el hierro como el aluminio pueden interactuar con él:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
ESO. La profundidad de la reducción del azufre depende de las propiedades reductoras de los metales. Los metales activos (sodio, potasio, litio) reducen el ácido sulfúrico a sulfuro de hidrógeno, los metales ubicados en el rango de voltaje del aluminio al hierro, al azufre libre, y los metales con menor actividad, al dióxido de azufre.
Obtención de ácidos.
1. Los ácidos libres de oxígeno se obtienen sintetizando compuestos de hidrógeno de no metales a partir de sustancias simples y luego disolviendo los productos resultantes en agua.
No metal + H 2 = Enlace de hidrógeno de no metal
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Los oxoácidos se obtienen haciendo reaccionar óxidos ácidos con agua.
Óxido ácido + H 2 O = Oxoácido
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. La mayoría de los ácidos se pueden obtener haciendo reaccionar sales con ácidos.
Sal + Ácido = Sal + Ácido
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Las bases son sustancias complejas cuyas moléculas están formadas por un átomo de metal y uno o más grupos hidróxido.
Las bases son electrolitos que se disocian para formar cationes de elementos metálicos y aniones hidróxido.
Por ejemplo:
KON = K +1 + OH -1
6.Clasificación de motivos:
1.Por el número de grupos hidroxilo en la molécula:
a) · Monoácido, cuyas moléculas contienen un grupo hidróxido.
b) ·Diácidos, cuyas moléculas contienen dos grupos hidróxido.
c) · Triácidos, cuyas moléculas contienen tres grupos hidróxido.
2. Según solubilidad en agua: Soluble e Insoluble.
7.Propiedades físicas de las bases.:
Todas las bases inorgánicas son sólidas (excepto el hidróxido de amonio). Los terrenos tienen color diferente: hidróxido de potasio - blanco, hidróxido de cobre - azul, hidróxido de hierro - marrón rojizo.
Soluble jardines Forman soluciones que se sienten jabonosas al tacto, que es la razón por la que estas sustancias obtuvieron su nombre. álcali.
Los álcalis forman sólo 10 elementos de la tabla periódica. elementos quimicos D.I. Mendeleev: 6 metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio y 4 metales alcalinotérreos: calcio, estroncio, bario, radio.
8. Propiedades químicas de las bases:
1. Las soluciones acuosas de álcalis cambian el color de los indicadores. fenolftaleína - carmesí, naranja de metilo - amarillo. Esto está garantizado por la presencia libre de grupos hidroxo en la solución. Es por eso que las bases poco solubles no dan tal reacción.
2. Interactuar :
a) con ácidos: Base + Ácido = Sal + H2O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) con óxidos ácidos:Álcali + Óxido de ácido = Sal + H 2 O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
c) con soluciones: Solución de lejía + Solución de sal = Nueva base + Nueva sal
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
d) con metales anfóteros: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Hidróxidos anfóteros:
a) Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:
Hidróxido de cobre(II) + 2HBr = CuBr2 + agua.
b). Reaccionar con álcalis: resultado - sal y agua (condición: fusión):
Zn(OH)2 + 2CsOH = sal + 2H2O.
V). Reaccionar con hidróxidos fuertes: el resultado son sales si la reacción ocurre en una solución acuosa: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Cuando se calientan, las bases que son insolubles en agua se descomponen en óxido básico y agua:
Base insoluble = Óxido básico + H2O
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Sales - estos son productos de reemplazo incompleto de átomos de hidrógeno en moléculas de ácido con átomos de metal o son productos de reemplazo de grupos hidróxido en moléculas de base con residuos de ácido .
Sales- Son electrolitos que se disocian para formar cationes del elemento metálico y aniones del residuo ácido.
Por ejemplo:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
Clasificación:
sales normales. Estos son los productos del reemplazo completo de átomos de hidrógeno en una molécula de ácido con átomos no metálicos, o los productos del reemplazo completo de grupos hidróxido en una molécula de base con residuos ácidos.
Sales ácidas. Estos son productos de la sustitución incompleta de átomos de hidrógeno en las moléculas de ácidos polibásicos por átomos metálicos.
Sales básicas. Estos son productos de sustitución incompleta de grupos hidróxido en moléculas de bases poliácidas con residuos ácidos.
Tipos de sales:
sales dobles- contienen dos cationes diferentes; se obtienen por cristalización a partir de una solución mixta de sales con cationes diferentes, pero los mismos aniones.
Sales mixtas- contienen dos aniones diferentes.
sales hidratadas(hidratos cristalinos) - contienen moléculas de agua de cristalización.
Sales complejas- contienen un catión complejo o un anión complejo.
Un grupo especial está formado por sales de ácidos orgánicos., cuyas propiedades difieren significativamente de las propiedades de las sales minerales. Algunos de ellos pueden clasificarse como una clase especial de sales orgánicas, los llamados líquidos iónicos o también “sales líquidas”, sales orgánicas con un punto de fusión inferior a 100 °C.
Propiedades físicas:
La mayoría de las sales son sólidos blancos. Algunas sales están coloreadas. Por ejemplo, dicromato de naranja de potasio, sulfato de níquel verde.
Según solubilidad en agua. Las sales se dividen en solubles en agua, poco solubles en agua e insolubles.
Propiedades químicas:
Las sales solubles en soluciones acuosas se disocian en iones:
1. Las sales del medio se disocian en cationes metálicos y aniones de residuos ácidos:
Las sales ácidas se disocian en cationes metálicos y aniones complejos:
KHSO3 = K + HSO3
· Los metales básicos se disocian en cationes y aniones complejos de residuos ácidos:
AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO
2. Las sales interactúan con los metales para formar una nueva sal y un nuevo metal: Me(1) + Sal(1) = Me(2) + Sal(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Las soluciones interactúan con los álcalis Solución salina + Solución alcalina = Nueva sal + Nueva base:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl
4. Las sales interactúan con los ácidos Sal + Ácido = Sal + Ácido:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Las sales pueden interactuar entre sí Sal(1) + Sal(2) = Sal(3) + Sal(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Las sales básicas interactúan con los ácidos Sal básica + Ácido = Sal media + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Las sales ácidas interactúan con los álcalis Sal ácida + álcali = sal media + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Muchas sales se descomponen cuando se calientan: MgCO 3 = MgO + CO 2
Representantes de las sales y su significado:
Las sales se utilizan ampliamente tanto en la producción como en la vida cotidiana:
Sales ácido clorhídrico. Los cloruros más utilizados son el cloruro de sodio y el cloruro de potasio.
El cloruro de sodio (sal de mesa) se aísla del lago y agua de mar, y también se extraen en minas de sal. La sal de mesa se utiliza como alimento. En la industria, el cloruro de sodio sirve como materia prima para la producción de cloro, hidróxido de sodio y refrescos.
El cloruro de potasio se utiliza en agricultura como fertilizante potásico.
Sales de ácido sulfúrico. En la construcción y la medicina se utiliza ampliamente el yeso semiacuoso, obtenido mediante cocción de roca (sulfato de calcio dihidrato). Cuando se mezcla con agua, se endurece rápidamente formando sulfato de calcio dihidrato, es decir, yeso.
El sulfato de sodio decahidratado se utiliza como materia prima para la producción de refrescos.
Sales de ácido nítrico. Los nitratos se utilizan principalmente como fertilizantes en la agricultura. Los más importantes son el nitrato de sodio, el nitrato de potasio, el nitrato de calcio y el nitrato de amonio. Normalmente estas sales se llaman nitrato.
De los ortofosfatos, el más importante es el ortofosfato de calcio. Esta sal sirve como componente principal de los minerales: fosforitas y apatitas. Las fosforitas y apatitas se utilizan como materias primas en la producción de fertilizantes fosfatados, como el superfosfato y el precipitado.
Sales de ácido carbónico. El carbonato de calcio se utiliza como materia prima para producir cal.
El carbonato de sodio (sosa) se utiliza en la producción de vidrio y en la fabricación de jabón.
- El carbonato de calcio también se encuentra en la naturaleza en forma de piedra caliza, tiza y mármol.
El mundo material en el que vivimos y del que somos una pequeña parte es uno y al mismo tiempo infinitamente diverso. Unidad y diversidad quimicos de este mundo se manifiesta más claramente en la conexión genética de sustancias, que se refleja en la llamada serie genética.
Genético Llame a la conexión entre sustancias de diferentes clases en función de sus transformaciones mutuas.
Si la base de la serie genética en química inorgánica está formada por sustancias formadas por un elemento químico, entonces la base de la serie genética en química orgánica (química de compuestos de carbono) está formada por sustancias con el mismo número de átomos de carbono en la molécula.
Control del conocimiento:
1. Definir sales, bases, ácidos, sus características, principales reacciones características.
2. ¿Por qué los ácidos y las bases se combinan en el grupo hidróxidos? ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian? ¿Por qué es necesario agregar álcali a una solución de sal de aluminio y no al revés?
3. Tarea: Dé ejemplos de ecuaciones de reacción que ilustren estas propiedades generales de las bases insolubles.
4. Tarea: Determinar el estado de oxidación de los átomos de elementos metálicos en las fórmulas dadas. ¿Qué patrón se puede observar entre sus estados de oxidación en el óxido y la base?
TAREA:
Trabajando a través de: L2.pp.162-172, recuento de las notas de la conferencia No. 5.
Escriba las ecuaciones de posibles reacciones según los diagramas, indique los tipos de reacciones: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH)3...;
c) Mg + HCl...;
d) Hg + HCl... .
Dividir las sustancias en clases de compuestos. Fórmulas de sustancias: 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
Conferencia número 6.
Temas: metales. Posición de los elementos metálicos en la tabla periódica. Encontrar metales en la naturaleza. Rieles. Interacción de metales con no metales (cloro, azufre y oxígeno).
Equipo: tabla periódica de elementos químicos, colección de metales, series de actividad de los metales.
plan de estudio del tema
(lista de preguntas necesarias para estudiar):
1. La posición de los elementos: metales en la tabla periódica, la estructura de sus átomos.
2. Los metales como sustancias simples. Enlace metálico, celosías cristalinas metálicas.
3. generales propiedades fisicas rieles
4. La prevalencia de elementos metálicos y sus compuestos en la naturaleza.
5. Propiedades químicas de los elementos metálicos.
6. El concepto de corrosión.
Ácido nítrico y sus propiedades.
El ácido nítrico puro HNO 3 es un líquido incoloro. En el aire “fuma”, como el ácido clorhídrico concentrado, ya que sus vapores forman pequeñas gotas de niebla con la humedad del aire.
El ácido nítrico no es fuerte. Ya bajo la influencia de la luz se descompone gradualmente:
4HN0 3 = 4N0 2 + 0 2 + 2H 2 0.
Cuanto mayor sea la temperatura y más concentrado esté el ácido, más rápida será la descomposición. El dióxido de nitrógeno liberado se disuelve en el ácido y le da un color marrón.
El ácido nítrico es uno de los ácidos más fuertes: en soluciones diluidas se desintegra completamente en iones H+ y N0_.
El ácido nítrico es uno de los agentes oxidantes más energéticos. Muchos no metales se oxidan fácilmente y se convierten en los ácidos correspondientes. Así, el azufre, cuando se hierve con ácido nítrico, se oxida gradualmente en ácido sulfúrico y el fósforo en ácido fosfórico.
El ácido nítrico actúa sobre casi todos los metales (ver sección 11.3.2), convirtiéndolos en nitratos y algunos metales en óxidos.
El HNO 3 concentrado pasiva algunos metales.
El estado de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es +5. Al actuar como agente oxidante, el HNO 3 se puede reducir a varios productos:
4 +3 +2 +1 0 -3
N0 2 N 2 0 3 NO N 2 EN 2 NH 4 N0 3
Cuál de estas sustancias se forma, es decir, en qué medida se reduce el ácido nítrico en un caso determinado, depende de la naturaleza del agente reductor y de las condiciones de reacción, principalmente de la concentración del ácido. Cuanto mayor es la concentración de HNO3, menos profundamente se reduce. Al reaccionar con ácido concentrado, la mayoría de las veces se libera NO2. Cuando el ácido nítrico diluido reacciona con metales poco activos, por ejemplo, el cobre, se libera NO. En el caso de metales más activos (hierro, zinc), se forma N2O. El ácido nítrico altamente diluido reacciona con metales activos (zinc, magnesio, aluminio) para formar iones de amonio, que con el ácido dan nitrato de amonio. Normalmente se forman varios productos simultáneamente.
Cu + HN0 3 (conc.) - Cu(N0 3) 2 + N0 2 + H 2 0;
Cu + HN0 3 (diluido) -^ Cu(N0 3) 2 + N0 + H 2 O;
Mg + HN0 3 (diluido) -> Mg(N0 3) 2 + N 2 0 + n 2 0;
Zn + HN0 3 (muy diluido) - Zn(N0 3) 2 + NH 4 N0 3 + H 2 0.
Cuando el ácido nítrico actúa sobre los metales, por regla general no se libera hidrógeno.
Cuando los no metales se oxidan, el ácido nítrico concentrado, como en el caso de los metales, se reduce a NO 2, por ejemplo
S + 6HNO 3 = H 2 S0 4 + 6N0 2 + 2H 2 0.
ZR + 5HN0 3 + 2N 2 0 = ZN 3 RO 4 + 5N0
Los diagramas mostrados ilustran los casos más típicos de interacción del ácido nítrico con metales y no metales. En general, las reacciones redox que involucran HNO 3 son complejas.
Una mezcla que consta de 1 volumen de ácido nítrico y 3-4 volúmenes de ácido clorhídrico concentrado se llama agua regia. El agua regia disuelve algunos metales que no reaccionan con el ácido nítrico, incluido el "rey de los metales": el oro. Su acción se explica por el hecho de que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico con liberación de cloro libre y formación de cloróxido de nitrógeno (1N), o cloruro de nitrosilo, N0C1:
HN0 3 + ZNS1 = C1 2 + 2H 2 0 + N0C1.
El cloruro de nitrosilo es un producto intermedio de la reacción y se descompone:
2N0C1 = 2N0 + C1 2.
El cloro en el momento de la liberación está formado por átomos, lo que determina la alta capacidad oxidante del agua regia. Las reacciones de oxidación del oro y el platino se desarrollan principalmente según las siguientes ecuaciones:
Au + HN0 3 + ZNS1 = AuCl 3 + NO + 2H 2 0;
3Pt + 4HN0 3 + 12HC1 = 3PtCl 4 + 4N0 + 8H 2 0.
El ácido nítrico actúa sobre muchas sustancias orgánicas de tal manera que uno o más átomos de hidrógeno en la molécula de un compuesto orgánico son reemplazados por grupos nitro: NO 2. Este proceso se llama nitración y tiene gran valor en química orgánica.
Las sales del ácido nítrico se llaman nitratos. Todos ellos se disuelven bien en agua y, cuando se calientan, se descomponen liberando oxígeno. En este caso, los nitratos de los metales más activos se convierten en nitritos:
2KN0 3 = 2KN0 2 +O 2
Producción industrialácido nítrico. Los métodos industriales modernos para producir ácido nítrico se basan en la oxidación catalítica del amoníaco con oxígeno atmosférico. Al describir las propiedades del amoníaco, se indicó que arde en oxígeno y los productos de la reacción son agua y nitrógeno libre. Pero en presencia de catalizadores, la oxidación del amoníaco con oxígeno puede proceder de diferentes maneras. Si se pasa una mezcla de amoníaco y aire sobre el catalizador, entonces a 750 °C y una cierta composición de la mezcla, se produce una conversión casi completa de NH 3 en NO:
4NH 3 (r) + 5O 2 (g) = 4NO (r) + 6H 2 O (g), AN = -907 kJ.
El NO2 resultante se transforma fácilmente en NO2 que, con agua en presencia de oxígeno atmosférico, produce ácido nítrico.
Las aleaciones a base de platino se utilizan como catalizadores para la oxidación del amoníaco.
El ácido nítrico obtenido por oxidación del amoníaco tiene una concentración no superior al 60%. Si es necesario, se concentra.
La industria produce ácido nítrico diluido en concentraciones de 55, 47 y 45%, y ácido nítrico concentrado: 98 y 97%. El ácido concentrado se transporta en depósitos de aluminio y el ácido diluido en depósitos de acero resistente a los ácidos.
Boleto 5
2. El papel del hierro en los procesos vitales del organismo.
Hierro en el cuerpo. El hierro está presente en el cuerpo de todos los animales y plantas (en promedio, alrededor del 0,02%); es necesario principalmente para el metabolismo del oxígeno y los procesos oxidativos. Hay organismos (los llamados concentradores) capaces de acumularlo en grandes cantidades (por ejemplo, las bacterias del hierro, hasta un 17-20% del hierro). Casi todo el hierro de los animales y las plantas está unido a proteínas. La deficiencia de hierro provoca retraso en el crecimiento y clorosis de las plantas, asociada con una reducción de la formación de clorofila. El exceso de hierro también tiene un efecto nocivo sobre el desarrollo de las plantas, provocando, por ejemplo, esterilidad de las flores de arroz y clorosis. En suelos alcalinos se forman compuestos de hierro que son inaccesibles para la absorción por las raíces de las plantas y las plantas no lo reciben en cantidades suficientes; en suelos ácidos, el hierro se convierte en compuestos solubles en cantidades excesivas. Cuando hay deficiencia o exceso de compuestos de hierro asimilables en el suelo, se pueden observar enfermedades de las plantas en grandes extensiones.
El hierro ingresa al cuerpo de animales y humanos con los alimentos (las fuentes más ricas en él son el hígado, la carne, los huevos, las legumbres, el pan, los cereales, las espinacas y la remolacha). Normalmente, una persona recibe entre 60 y 110 mg de hierro en su dieta, lo que lo supera significativamente. requerimiento diario. La absorción del hierro recibido de los alimentos se produce en la parte superior del intestino delgado, desde donde ingresa a la sangre en forma unida a proteínas y es transportada con la sangre a diversos órganos y tejidos, donde se deposita en forma de hierro. complejo proteico - ferritina. Los principales depósitos de hierro del cuerpo son el hígado y el bazo. Gracias a la ferritina, se produce la síntesis de todos los compuestos del cuerpo que contienen hierro: el pigmento respiratorio hemoglobina se sintetiza en la médula ósea, la mioglobina se sintetiza en los músculos, los citocromos y otras enzimas que contienen hierro se sintetizan en varios tejidos. El hierro se libera del cuerpo principalmente a través de la pared del intestino grueso (en humanos, alrededor de 6 a 10 mg por día) y, en pequeña medida, a través de los riñones.
: monohidrato (HNO 3 ·H 2 O) y trihidrato (HNO 3 ·3H 2 O).
Propiedades físicas y fisicoquímicas.
Diagrama de fases de una solución acuosa de ácido nítrico.
El nitrógeno en el ácido nítrico es tetravalente, estado de oxidación +5. El ácido nítrico es un líquido incoloro que humea en el aire, punto de fusión -41,59 °C, punto de ebullición +82,6 °C con descomposición parcial. La solubilidad del ácido nítrico en agua no está limitada. Las soluciones acuosas de HNO 3 con una fracción de masa de 0,95-0,98 se denominan "ácido nítrico fumante", con una fracción de masa de 0,6-0,7 - ácido nítrico concentrado. Forma una mezcla azeotrópica con agua (fracción de masa 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T pb = 120,7 °C)
Cuando cristaliza en soluciones acuosas, el ácido nítrico forma hidratos cristalinos:
- monohidrato HNO 3 H 2 O, T pl = −37,62 °C
- trihidrato HNO 3 3H 2 O, T pl = −18,47 °C
El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas:
- monoclínico, grupo espacial PAG 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, do= 0,631, β = 90°, Z = 16;
El monohidrato forma cristales del sistema ortorrómbico, grupo espacial. PAG na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, do= 0,544, Z = 4;
La densidad de las soluciones acuosas de ácido nítrico en función de su concentración se describe mediante la ecuación
donde d es la densidad en g/cm³, c es la fracción másica del ácido. Esta fórmula describe mal el comportamiento de la densidad en concentraciones superiores al 97%.
Propiedades químicas
El HNO 3 altamente concentrado suele tener un color marrón debido al proceso de descomposición que se produce con la luz:
Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone según la misma reacción. El ácido nítrico se puede destilar (sin descomposición) sólo a presión reducida (el punto de ebullición indicado a presión atmosférica se obtiene mediante extrapolación).
c) desplaza los ácidos débiles de sus sales:
Al hervir o exponerse a la luz, el ácido nítrico se descompone parcialmente:
El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante, y el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la reducción depende principalmente de la naturaleza del agente reductor y de la concentración de ácido nítrico. Como ácido oxidante, el HNO 3 interactúa:
Nitratos
El ácido nítrico es un ácido fuerte. Sus sales, los nitratos, se obtienen por la acción del HNO 3 sobre metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos. Todos los nitratos son muy solubles en agua. El ion nitrato no se hidroliza en agua.
Las sales de ácido nítrico se descomponen irreversiblemente cuando se calientan y la composición de los productos de descomposición está determinada por el catión:
a) nitratos de metales ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del magnesio:
b) nitratos de metales ubicados en el rango de voltaje entre el magnesio y el cobre:
c) nitratos de metales ubicados en la serie de voltaje a la derecha:
Los nitratos en soluciones acuosas prácticamente no presentan propiedades oxidantes, pero a altas temperaturas en estado sólido son fuertes agentes oxidantes, por ejemplo, cuando se fusionan sólidos:
Información histórica
El método para obtener ácido nítrico diluido mediante destilación seca de salitre con alumbre y sulfato de cobre aparentemente se describió por primera vez en los tratados de Jabir (Geber en traducciones latinizadas) en el siglo VIII. Este método, con diversas modificaciones, la más significativa de las cuales fue la sustitución del sulfato de cobre por sulfato de hierro, se utilizó en la alquimia europea y árabe hasta el siglo XVII.
En el siglo XVII, Glauber propuso un método para producir ácidos volátiles haciendo reaccionar sus sales con ácido sulfúrico concentrado, incluido el ácido nítrico a partir de nitrato de potasio, lo que permitió introducir el ácido nítrico concentrado en la práctica química y estudiar sus propiedades. Método