Ne glede na koncentracijo je oksidant v dušikovi kislini nitrat NO, ki vsebuje dušik v oksidacijskem stanju +5. Zato se pri interakciji kovin z dušikovo kislino vodik ne sprosti. Dušikova kislina oksidira vse kovine razen najbolj neaktivnih (žlahtnih). V tem primeru nastanejo produkti redukcije soli, vode in dušika (+5): NH−3 4 NO 3, N 2, N 2 O, NO, НNO 2, NO 2. Prosti amoniak se ne sprosti, saj reagira z dušikovo kislino in tvori amonijev nitrat:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3
Ko kovine medsebojno delujejo s koncentrirano dušikovo kislino (30–60% HNO 3), je produkt redukcije HNO 3 pretežno dušikov oksid (IV), ne glede na naravo kovine, na primer:
Mg + 4HNO 3 (konc.) = Mg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Zn + 4HNO 3 (konc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Hg + 4HNO 3 (konc.) = Hg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Kovine s spremenljivo valenco se pri interakciji s koncentrirano dušikovo kislino oksidirajo na najvišja stopnja oksidacijo. V tem primeru tiste kovine, ki so oksidirane do stopnje oksidacije +4 in višje, tvorijo kisline ali okside. Na primer:
Sn + 4HNO 3 (konc.) = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O
2Sb + 10HNO 3 (konc.) = Sb 2 O 5 + 10NO 2 + 5H 2 O
Mo + 6HNO 3 (konc.) = H 2 MoO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Aluminij, krom, železo, nikelj, kobalt, titan in nekatere druge kovine pasiviramo v koncentrirani dušikovi kislini. Po obdelavi z dušikovo kislino te kovine ne reagirajo z drugimi kislinami.
Ko kovine medsebojno delujejo z razredčeno dušikovo kislino, je produkt njene redukcije odvisen od redukcijskih lastnosti kovine: bolj kot je kovina aktivna, bolj v večji meri dušikova kislina se zmanjša.
Aktivne kovine reducirajo razredčeno dušikovo kislino do maksimuma, tj. nastanejo sol, voda in NH 4 NO 3, npr.
8K + 10HNO 3 (razredčeno) = 8KNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Kovine srednje aktivnosti pri reakciji z razredčeno dušikovo kislino tvorijo sol, vodo in dušik ali N 2 O. Čim bolj levo je kovina v tem območju (bližje aluminiju), večja je verjetnost tvorbe dušika, npr. :
5Mn + 12HNO 3 (razredčeno) = 5Mn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Cd + 10HNO 3 (razredčen) = 4Cd(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
Nizko aktivne kovine pri reakciji z razredčeno dušikovo kislino tvorijo sol, vodo in dušikov oksid (II), na primer:
3Сu + 8HNO 3 (razredčen) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Toda reakcijske enačbe v teh primerih so pogojne, saj v resnici dobimo mešanico dušikovih spojin in večja kot je aktivnost kovine in nižja koncentracija kisline, nižja je stopnja oksidacije dušika v produktu, ki nastane več kot drugi.
6. Interakcija kovin s kraljevo vodko
"Kraljeva vodka" je mešanica koncentrirane dušikove in klorovodikove kisline. Uporablja se za oksidacijo in raztapljanje zlata, platine in drugih plemenitih kovin.
Klorovodikova kislina v aqua regia se porabi za tvorbo kompleksne spojine oksidirane kovine. Iz primerjave polovičnih reakcij 29 in 30 s polovičnimi reakcijami 31–32 (tabela 1) je razvidno, da se med tvorbo kompleksnih spojin zlata in platine redoks potencial zmanjša, kar omogoča njihovo oksidacijo z dušikovo kislino. . Reakcijske enačbe zlata in platine s kraljevo vodko so zapisane takole:
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Tri kovine ne delujejo z aqua regia: volfram, niobij in tantal. Oksidirajo jih z mešanico koncentrirane dušikove kisline in fluorovodikove kisline, saj fluorovodikova kislina tvori močnejše kompleksne spojine kot klorovodikova kislina. Reakcijske enačbe so naslednje:
W + 2HNO3 + 8HF = H2 + 2NO + 4H2O
3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O
3Ta + 5HNO3 + 24HF = 3H3 + 5NO + 10H2O
V nekaterih učbeniki Obstaja še ena razlaga za interakcijo plemenitih kovin z aqua regia. Menijo, da v tej mešanici med HNO 3 in HCl pride do reakcije, ki jo katalizirajo žlahtne kovine, pri kateri dušikova kislina oksidira klorovodikovo kislino po enačbi:
HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2H 2 O
Nitrozil klorid NOCl je krhek in razpade po enačbi:
NOCl = NO + Cl (atomski)
Tako je oksidant kovine atomski (t.j. zelo aktiven) klor v trenutku sproščanja. Zato so produkti interakcije aqua regia s kovinami sol (klorid), voda in dušikov oksid (II):
Au + HNO 3 + 3HCl = AuCl 3 + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,
in kompleksne spojine nastanejo v naslednjih reakcijah:
HCl + AuCl3 = H; 2HCl + PtCl 4 = H 2
Področje uporabe dušikove kisline je zelo široko. Ta snov se proizvaja v specializiranih kemičnih obratih.
Proizvodnja je zelo obsežna in danes lahko takšno rešitev kupite v zelo velikih količinah. Dušikovo kislino v razsutem stanju prodajajo le certificirani proizvajalci.
Fizične lastnosti
Dušikova kislina je tekočina, ki ima specifičen oster vonj. Njegova gostota je 1,52 g/cm3, vrelišče pa 84 stopinj. Pri -41 stopinjah Celzija poteka proces kristalizacije snovi, ki se nato spremeni v snov bela.
Dušikova kislina je dobro topna v vodi in v praksi je mogoče dobiti raztopino poljubne koncentracije. Najpogostejši je 70-odstotni delež snovi. Ta koncentracija je najpogostejša in se uporablja povsod.
Visoko nasičena kislina lahko sprošča strupene spojine (dušikove okside) v zrak. So zelo škodljivi, zato je treba pri ravnanju z njimi upoštevati vse varnostne ukrepe.
Koncentrirana raztopina te snovi je močan oksidant in lahko reagira s številnimi organskimi spojinami. Torej, pri dolgotrajni izpostavljenosti koži povzroči opekline, ki nastanejo, ko se beljakovinska tkiva uničijo.
Dušikova kislina zlahka razpade, če je izpostavljena toploti in svetlobi, v dušikov oksid, vodo in kisik. Kot smo že omenili, so produkti takšne razgradnje zelo strupeni.
Je zelo agresivna in se vtika kemične reakcije z večino kovin, z izjemo zlata, platine in drugih podobnih snovi. Ta lastnost se uporablja za ločevanje zlata od drugih materialov, kot je srebro.
Ko je izpostavljen kovinam, tvori:
- nitrati;
- hidratirani oksidi (tvorba ene od dveh vrst snovi je odvisna od specifične kovine).
Dušikova kislina je zelo močan oksidant, zato se ta lastnost uporablja v industrijskih procesih. V večini primerov se uporablja kot vodna raztopina različnih koncentracij.
Dušikova kislina ima pomembno vlogo pri proizvodnji dušikovih gnojil in se uporablja tudi za raztapljanje različnih rud in koncentratov. Vključen tudi v proces proizvodnje žveplove kisline.
Ona je pomembna komponenta"Aqua regia", snov, ki lahko raztopi zlato.
Sintezo dušikove kisline si lahko ogledamo v videu:
Posebne lastnosti dušikove in koncentrirane žveplove kisline.
Dušikova kislina- HNO3, monobazna močna kislina, ki vsebuje kisik. Trdna dušikova kislina tvori dve kristalni modifikaciji z monoklinsko in ortorombično mrežo. Dušikova kislina se meša z vodo v poljubnem razmerju. V vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociira na ione. Tvori azeotropno zmes z vodo s koncentracijo 68,4 % in vreliščem 120 °C pri 1 atm. Poznamo dva trdna hidrata: monohidrat (HNO3 H2O) in trihidrat (HNO3 3H2O).
Visoko koncentrirana HNO3 je običajno rjave barve zaradi procesa razgradnje, ki poteka na svetlobi:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Pri segrevanju dušikova kislina razpade po enaki reakciji. Dušikovo kislino lahko destiliramo (brez razgradnje) samo pod znižanim tlakom.
Dušikova kislina je močno oksidacijsko sredstvo , koncentrirana dušikova kislina oksidira žveplo v žveplovo kislino in fosfor v fosforno kislino (na primer amini in hidrazin, terpentin) se spontano vžgejo ob stiku s koncentrirano dušikovo kislino.
Stopnja oksidacije dušika v dušikovi kislini je 4-5. Kot oksidant se lahko HNO reducira v različne produkte:
Katera od teh snovi nastane, tj. kako globoko se dušikova kislina reducira v določenem primeru, je odvisno od narave reducenta in reakcijskih pogojev, predvsem od koncentracije kisline. Višja kot je koncentracija HNO, manj globoko se zmanjša. Pri reakciji s koncentrirano kislino se najpogosteje sprosti.
Pri reakciji z razredčeno dušikovo kislino z nizko aktivnimi kovinami, na primer pri bakru se sprošča NO. V primeru bolj aktivnih kovin - železa, cinka - nastane.
Zelo razredčena dušikova kislina reagira z aktivne kovine-cink, magnezij, aluminij - s tvorbo amonijevega iona, ki s kislino daje amonijev nitrat. Običajno nastane več izdelkov hkrati.
Zlato, nekatere kovine platinske skupine in tantal so inertni na dušikovo kislino v celotnem koncentracijskem območju, druge kovine reagirajo z njo, potek reakcije pa določa njena koncentracija. Tako koncentrirana dušikova kislina reagira z bakrom in tvori dušikov dioksid, razredčena dušikova kislina pa z dušikovim oksidom (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Večina kovine pri reakciji z dušikovo kislino s sproščanjem dušikovih oksidov v različnih oksidacijskih stanjih ali njihovih mešanicah lahko razredčena dušikova kislina pri reakciji z aktivnimi kovinami reagira s sproščanjem vodika in redukcijo nitratnega iona v amoniak.
Nekatere kovine (železo, krom, aluminij), ki reagirajo z razredčeno dušikovo kislino, koncentrirana dušikova kislina pasivizira in je odporna na njene učinke.
Mešanica dušikove in žveplove kisline se imenuje "melange". Dušikova kislina se pogosto uporablja za proizvodnjo nitro spojin.
Mešanica treh volumnov klorovodikove kisline in enega volumna dušikove kisline se imenuje "aqua regia". Aqua regia raztopi večino kovin, vključno z zlatom. Njegove močne oksidacijske sposobnosti so posledica nastalega atomskega klora in nitrozil klorida:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Žveplova kislina– težka oljnata tekočina brez barve. Meša se z vodo v poljubnem razmerju.
Koncentrirana žveplova kislinaaktivno absorbira vodo iz zraka in jo odstrani iz drugih snovi. Ko organske snovi vstopijo koncentrirano žveplova kislina pride do zoglenitve na primer papirja:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Ko koncentrirana žveplova kislina reagira s sladkorjem, nastane porozna ogljikova masa, podobna črni strjeni gobi:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Kemijske lastnosti razredčena in koncentrirana žveplova kislina so različni.
Raztopine za redčenje reakcija žveplove kisline s kovinami , ki se nahaja v elektrokemične serije napetosti levo od vodika, s tvorbo sulfatov in sproščanjem vodika.
Koncentrirane raztopinežveplova kislina ima močne oksidativne lastnosti zaradi prisotnosti v svojih molekulah atoma žvepla v najvišjem oksidacijskem stanju (+6), zato je koncentrirana žveplova kislina močan oksidant. Nekatere nekovine oksidirajo tako:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Ona sodeluje s kovinami , ki se nahaja v nizu elektrokemične napetosti kovin desno od vodika (baker, srebro, živo srebro), s tvorbo sulfatov, vode in produktov redukcije žvepla. Koncentrirane raztopine žveplova kislina ne reagiraj z zlatom in platino zaradi nizke aktivnosti.
a) nizko aktivne kovine reducirajo žveplovo kislino v žveplov dioksid SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) s kovinami vmesne aktivnosti so možne reakcije s sproščanjem katerega koli od treh produktov redukcije žveplove kisline:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) z aktivnimi kovinami se lahko sprosti žveplo ali vodikov sulfid:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) koncentrirana žveplova kislina na hladnem (to je brez segrevanja) ne deluje z aluminijem, železom, kromom, kobaltom, nikljem - pride do pasivizacije teh kovin. Zato je žveplovo kislino mogoče prevažati v železnih posodah. Vendar pa lahko pri segrevanju tako železo kot aluminij sodelujeta z njim:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
TO. globina redukcije žvepla je odvisna od redukcijskih lastnosti kovin. Aktivne kovine (natrij, kalij, litij) reducirajo žveplovo kislino v vodikov sulfid, kovine, ki se nahajajo v območju napetosti od aluminija do železa - v prosto žveplo in kovine z manjšo aktivnostjo - v žveplov dioksid.
Pridobivanje kislin.
1. Kisline brez kisika dobimo s sintetiziranjem vodikovih spojin nekovin iz enostavnih snovi in nato raztapljanjem nastalih produktov v vodi
Nekovina + H 2 = vodikova vez nekovine
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Oksokisline dobimo z reakcijo kislinskih oksidov z vodo.
Kislinski oksid + H 2 O = oksokislina
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Večino kislin lahko dobimo z reakcijo soli s kislinami.
Sol + kislina = sol + kislina
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Baze so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskega atoma in ene ali več hidroksidnih skupin.
Baze so elektroliti, ki disociirajo in tvorijo katione kovinskih elementov in hidroksidne anione.
Na primer:
KON = K +1 + OH -1
6. Razvrstitev razlogov:
1. Po številu hidroksilnih skupin v molekuli:
a) · Monokislina, katere molekule vsebujejo eno hidroksidno skupino.
b) · Dikisline, katerih molekule vsebujejo dve hidroksidni skupini.
c) · Trikisline, katerih molekule vsebujejo tri hidroksidne skupine.
2. Glede na topnost v vodi: topni in netopni.
7.Fizikalne lastnosti baz:
Vse anorganske baze so trdne snovi (razen amonijevega hidroksida). Podlage imajo drugačna barva: kalijev hidroksid - bel, bakrov hidroksid - moder, železov hidroksid - rdeče-rjav.
Topen razlogov tvorijo raztopine, ki so na otip milne, po čemer so te snovi tudi dobile ime alkalija.
Alkalije tvorijo samo 10 elementov periodnega sistema kemični elementi D.I. Mendelejev: 6 alkalijskih kovin - litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, francij in 4 zemeljskoalkalijske kovine - kalcij, stroncij, barij, radij.
8. Kemijske lastnosti baz:
1. Vodne raztopine alkalij spremenijo barvo indikatorjev. fenolftalein - škrlatno, metiloranžno - rumeno. To je zagotovljeno s prosto prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.
2. Interakcija :
a) z kisline: baza + kislina = sol + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) z kislinski oksidi: Alkalija + kislinski oksid = sol + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
c) z rešitve: Raztopina luga + raztopina soli = nova baza + nova sol
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
d) z amfoterne kovine: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Amfoterni hidroksidi:
a) Reagirajo s kislinami, da nastanejo sol in voda:
Bakrov(II) hidroksid + 2HBr = CuBr2 + voda.
b). Reagirajte z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija):
Zn(OH)2 + 2CsOH = sol + 2H2O.
V). Reagirajte z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Pri segrevanju v vodi netopne baze razpadejo na bazični oksid in vodo:
Netopna baza = bazični oksid + H2O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Soli – to so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v molekulah kislin s kovinskimi atomi ali pa so to produkti zamenjave hidroksidnih skupin v molekulah baz s kislimi ostanki .
Soli- to so elektroliti, ki disociirajo in tvorijo katione kovinskega elementa in anione kislinskega ostanka.
Na primer:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
Razvrstitev:
Normalne soli. To so produkti popolne zamenjave vodikovih atomov v molekuli kisline z atomi nekovin ali produkti popolne zamenjave hidroksidnih skupin v molekuli baze s kislimi ostanki.
Kisle soli. To so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v molekulah polibazičnih kislin s kovinskimi atomi.
Bazične soli. To so produkti nepopolne zamenjave hidroksidnih skupin v molekulah polikislinskih baz s kislimi ostanki.
Vrste soli:
Dvojne soli- vsebujejo dva različna kationa; dobijo se s kristalizacijo iz mešane raztopine soli z različnimi kationi, vendar enakimi anioni.
Mešane soli- vsebujejo dva različna aniona.
Hidratne soli(kristalni hidrati) - vsebujejo molekule kristalizacijske vode.
Kompleksne soli- vsebujejo kompleksen kation ali kompleksen anion.
Posebno skupino sestavljajo soli organskih kislin, katerih lastnosti se bistveno razlikujejo od lastnosti mineralnih soli. Nekatere izmed njih lahko uvrstimo v poseben razred organskih soli, tako imenovane ionske tekočine ali drugače »tekoče soli«, organske soli s tališčem pod 100 °C.
Fizikalne lastnosti:
Večina soli je belih trdnih snovi. Nekatere soli so obarvane. Na primer, kalijev oranžni dikromat, zeleni nikljev sulfat.
Glede na topnost v vodi soli delimo na v vodi topne, v vodi malo topne in netopne.
Kemijske lastnosti:
Topne soli v vodnih raztopinah disociirajo na ione:
1. Srednje soli disociirajo na kovinske katione in anione kislinskih ostankov:
Kisle soli disociirajo na kovinske katione in kompleksne anione:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Bazične kovine disociirajo v kompleksne katione in anione kislih ostankov:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Soli medsebojno delujejo s kovinami, da tvorijo novo sol in novo kovino: Me(1) + Sol(1) = Me(2) + Sol(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Raztopine medsebojno delujejo z alkalijami Raztopina soli + Raztopina alkalije = Nova sol + Nova baza:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Soli medsebojno delujejo s kislinami Sol + kislina = sol + kislina:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Soli lahko medsebojno delujejo Sol(1) + Sol(2) = Sol(3) + Sol(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Bazične soli medsebojno delujejo s kislinami Bazična sol + Kislina = Srednja sol + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Kisle soli medsebojno delujejo z alkalijami Kisla sol + alkalija = srednja sol + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Veliko soli pri segrevanju razpade: MgCO 3 = MgO + CO 2
Predstavniki soli in njihov pomen:
Soli se pogosto uporabljajo tako v proizvodnji kot v vsakdanje življenje:
Soli klorovodikova kislina. Najpogosteje uporabljena klorida sta natrijev klorid in kalijev klorid.
Natrijev klorid (kuhinjska sol) je izoliran iz jezera in morska voda, kopljejo pa jih tudi v rudnikih soli. Namizna sol se uporablja za prehrano. V industriji natrijev klorid služi kot surovina za proizvodnjo klora, natrijevega hidroksida in sode.
Kalijev klorid se uporablja v kmetijstvo kot kalijevo gnojilo.
Soli žveplove kisline. V gradbeništvu in medicini se pogosto uporablja polvodna sadra, pridobljena z žganjem kamnine (kalcijev sulfat dihidrat). Ko se zmeša z vodo, se hitro strdi in nastane kalcijev sulfat dihidrat, to je sadra.
Natrijev sulfat dekahidrat se uporablja kot surovina za proizvodnjo sode.
Soli dušikove kisline. Nitrati se večinoma uporabljajo kot gnojila v kmetijstvu. Najpomembnejši med njimi so natrijev nitrat, kalijev nitrat, kalcijev nitrat in amonijev nitrat. Običajno se te soli imenujejo nitrati.
Od ortofosfatov je najpomembnejši kalcijev ortofosfat. Ta sol služi kot glavna sestavina mineralov - fosforitov in apatitov. Fosforiti in apatiti se uporabljajo kot surovine pri proizvodnji fosfatnih gnojil, kot sta superfosfat in oborina.
Soli ogljikove kisline. Kalcijev karbonat se uporablja kot surovina za proizvodnjo apna.
Natrijev karbonat (soda) se uporablja pri proizvodnji stekla in pri izdelavi mila.
- Kalcijev karbonat najdemo tudi v naravi v obliki apnenca, krede in marmorja.
Materialni svet, v katerem živimo in katerega majhen delček smo, je en sam in hkrati neskončno raznolik. Enotnost in raznolikost kemikalije tega sveta se najbolj jasno kaže v genetski povezanosti substanc, ki se odraža v tako imenovanih genetskih nizih.
Genetski imenujemo povezavo med snovmi različnih razredov na podlagi njihovih medsebojnih transformacij.
Če osnovo genetske serije v anorganski kemiji tvorijo snovi, ki jih tvori en kemijski element, potem osnovo genetske serije v organski kemiji (kemija ogljikovih spojin) tvorijo snovi z enakim številom ogljikovih atomov v molekula.
Kontrola znanja:
1. Opredelite soli, baze, kisline, njihove značilnosti, glavne značilne reakcije.
2.Zakaj so kisline in baze združene v skupino hidroksidov? Kaj imata skupnega in v čem se razlikujeta? Zakaj je treba raztopini aluminijeve soli dodati alkalijo in ne obratno?
3. Naloga: Navedite primere reakcijskih enačb, ki ponazarjajo te splošne lastnosti netopnih baz.
4. Naloga: Določite oksidacijsko stopnjo atomov kovinskih elementov v podanih formulah. Kakšen vzorec je mogoče opaziti med njunima oksidacijskima stanjema v oksidu in bazi?
DOMAČA NALOGA:
Delo skozi: L2.str.162-172, obnova zapiskov predavanj št.5.
Po diagramih zapišite enačbe možnih reakcij, označite tipe reakcij: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ... ;
d) Hg + HCl ... .
Razdelite snovi v razrede spojin. Formule snovi: 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
Predavanje št. 6.
Tema: Kovine. Položaj kovinskih elementov v periodnem sistemu. Iskanje kovin v naravi. Kovine. Interakcija kovin z nekovinami (klor, žveplo in kisik).
Oprema: periodni sistem kemijskih elementov, zbirka kovin, niz aktivnosti kovin.
Načrt študija teme
(seznam vprašanj, potrebnih za študij):
1. Položaj elementov - kovin v periodnem sistemu, zgradba njihovih atomov.
2. Kovine kot enostavne snovi. Kovinska vez, kovinske kristalne mreže.
3. Splošno fizikalne lastnosti kovine
4. Razširjenost kovinskih elementov in njihovih spojin v naravi.
5. Kemijske lastnosti kovinskih elementov.
6. Pojem korozije.
Dušikova kislina in njene lastnosti.
Čista dušikova kislina HNO 3 je brezbarvna tekočina. V zraku se "kadi", kot koncentrirana klorovodikova kislina, saj njeni hlapi z vlago v zraku tvorijo majhne kapljice megle.
Dušikova kislina ni močna. Že pod vplivom svetlobe postopoma razpade:
4HN0 3 = 4N0 2 + 0 2 + 2H 2 0.
Višja kot je temperatura in bolj koncentrirana kot je kislina, hitrejša je razgradnja. Izpuščeni dušikov dioksid se raztopi v kislini in ji daje rjavo barvo.
Dušikova kislina je ena najmočnejših kislin: v razredčenih raztopinah popolnoma razpade na H+ in N0_ ione.
Dušikova kislina je eno najmočnejših oksidantov. Številne nekovine zlahka oksidirajo in se spremenijo v ustrezne kisline. Tako se žveplo pri kuhanju z dušikovo kislino postopoma oksidira v žveplovo kislino, fosfor v fosforno kislino.
Dušikova kislina deluje na skoraj vse kovine (glej poglavje 11.3.2), jih spremeni v nitrate, nekatere kovine pa v okside.
Koncentrirana HNO 3 pasivizira nekatere kovine.
Oksidacijsko stanje dušika v dušikovi kislini je +5. HNO 3, ki deluje kot oksidant, se lahko reducira v različne produkte:
4 +3 +2 +1 0 -3
N0 2 N 2 0 3 NO N 2 O N 2 NH 4 N0 3
Katera od teh snovi nastane, tj. kako globoko se dušikova kislina reducira v določenem primeru, je odvisno od narave reducenta in reakcijskih pogojev, predvsem od koncentracije kisline. Višja kot je koncentracija HNO3, manj globoko se zmanjša. Pri reakciji s koncentrirano kislino se največkrat sprosti NO2. Ko razredčena dušikova kislina reagira z nizko aktivnimi kovinami, na primer z bakrom, se sprosti NO. Pri bolj aktivnih kovinah - železu, cinku - nastane N2O. Zelo razredčena dušikova kislina reagira z aktivnimi kovinami - cinkom, magnezijem, aluminijem - in tvori amonijev ion, ki skupaj s kislino tvori amonijev nitrat. Običajno nastane več izdelkov hkrati.
Cu + HNO 3 (konc.) - Cu (NO 3) 2 + N0 2 + H 2 O;
Cu + HNO 3 (razredčen) -^ Cu(N0 3) 2 + N0 + H 2 O;
Mg + HN0 3 (razredčen) -> Mg(N0 3) 2 + N 2 0 + n 2 0;
Zn + HN0 3 (zelo razredčen) - Zn(N0 3) 2 + NH 4 N0 3 + H 2 0.
Ko dušikova kislina deluje na kovine, se vodik praviloma ne sprošča.
Pri oksidaciji nekovin se koncentrirana dušikova kislina, tako kot v primeru kovin, reducira na NO 2, npr.
S + 6HNO 3 = H 2 S0 4 + 6N0 2 + 2H 2 0.
ZR + 5HN0 3 + 2N 2 0 = ZN 3 RO 4 + 5N0
Dani diagrami prikazujejo najbolj značilne primere interakcije dušikove kisline s kovinami in nekovinami. Na splošno so redoks reakcije, ki vključujejo HNO 3, kompleksne.
Mešanica, sestavljena iz 1 volumna dušikove kisline in 3-4 volumnov koncentrirane klorovodikove kisline, se imenuje aqua regia. Aqua regia raztopi nekatere kovine, ki ne reagirajo z dušikovo kislino, vključno s "kraljem kovin" - zlatom. Njegovo delovanje je razloženo z dejstvom, da dušikova kislina oksidira klorovodikovo kislino s sproščanjem prostega klora in tvorbo dušikovega kloroksida (1N) ali nitrozil klorida, N0C1:
HN0 3 + ZNS1 = C1 2 + 2H 2 0 + N0C1.
Nitrozil klorid je vmesni produkt reakcije in razpade:
2N0C1 = 2N0 + C1 2.
Klor v trenutku sproščanja je sestavljen iz atomov, kar določa visoko oksidacijsko sposobnost aqua regia. Reakcije oksidacije zlata in platine potekajo predvsem po naslednjih enačbah:
Au + HNO 3 + ZNS1 = AuCl 3 + NO + 2H 2 0;
3Pt + 4HN0 3 + 12HC1 = 3PtCl 4 + 4N0 + 8H 2 0.
Dušikova kislina deluje na številne organske snovi tako, da se en ali več vodikovih atomov v molekuli organske spojine nadomesti z nitro skupinami - NO 2. Ta postopek se imenuje nitracija in ima velika vrednost v organski kemiji.
Soli dušikove kisline imenujemo nitrati. Vsi se dobro topijo v vodi, pri segrevanju pa razpadejo in sproščajo kisik. V tem primeru se nitrati najbolj aktivnih kovin spremenijo v nitrite:
2KN0 3 = 2KN0 2 +O 2
Industrijska proizvodnja dušikova kislina. Sodobne industrijske metode za proizvodnjo dušikove kisline temeljijo na katalitični oksidaciji amoniaka z atmosferskim kisikom. Pri opisu lastnosti amoniaka je bilo navedeno, da gori v kisiku, produkta reakcije pa sta voda in prosti dušik. Toda v prisotnosti katalizatorjev lahko oksidacija amoniaka s kisikom poteka drugače. Če preko katalizatorja spustimo zmes amoniaka in zraka, potem pri 750 °C in določeni sestavi mešanice pride do skoraj popolne pretvorbe NH3 v N0:
4NH 3 (r) + 5O 2 (g) = 4NO (r) + 6H 2 O (g), AN = -907 kJ.
Nastali NO2 zlahka prehaja v NO2, ki z vodo ob prisotnosti atmosferskega kisika tvori dušikovo kislino.
Zlitine na osnovi platine se uporabljajo kot katalizatorji za oksidacijo amoniaka.
Dušikova kislina, pridobljena z oksidacijo amoniaka, ima koncentracijo, ki ne presega 60%. Po potrebi se koncentrira.
Industrija proizvaja razredčeno dušikovo kislino s koncentracijami 55, 47 in 45% in koncentrirano dušikovo kislino - 98 in 97%. Koncentrirana kislina se prevaža v aluminijastih cisternah, razredčena kislina pa v cisternah iz kislinsko odpornega jekla.
Vstopnica 5
2. Vloga železa v življenjskih procesih telesa.
Železo v telesu. Železo je prisotno v telesih vseh živali in v rastlinah (povprečno okoli 0,02 %); nujen je predvsem za presnovo kisika in oksidativne procese. Obstajajo organizmi (tako imenovani koncentratorji), ki ga lahko kopičijo v velikih količinah (na primer železove bakterije - do 17-20% železa). Skoraj vse železo v živalih in rastlinah je vezano na beljakovine. Pomanjkanje železa povzroči zastoj rasti in klorozo rastlin, povezano z zmanjšano tvorbo klorofila. Presežek železa škodljivo vpliva tudi na razvoj rastlin, saj povzroča na primer sterilnost riževih cvetov in klorozo. V alkalnih tleh nastajajo železove spojine, ki jih rastlinske korenine ne morejo absorbirati, rastline pa ga ne prejmejo v zadostnih količinah; v kislih tleh se železo v prevelikih količinah spremeni v topne spojine. Če v tleh pride do pomanjkanja ali presežka železovih spojin, ki jih je mogoče asimilirati, lahko rastlinske bolezni opazimo na velikih površinah.
Železo pride v telo živali in človeka s hrano (najbogatejši viri z njim so jetra, meso, jajca, stročnice, kruh, žita, špinača in pesa). Običajno človek s svojo prehrano prejme 60-110 mg železa, kar ga znatno presega dnevna potreba. Absorpcija železa, prejetega s hrano, poteka v zgornjem delu tankega črevesa, od koder pride v krvi v obliki vezane na beljakovine in se s krvjo prenaša v različne organe in tkiva, kjer se odlaga v obliki železa. proteinski kompleks - feritin. Glavno skladišče železa v telesu sta jetra in vranica. Zaradi feritina pride do sinteze vseh spojin, ki vsebujejo železo v telesu: dihalni pigment hemoglobin se sintetizira v kostnem mozgu, mioglobin se sintetizira v mišicah, citokromi in drugi encimi, ki vsebujejo železo, se sintetizirajo v različnih tkivih. Železo se iz telesa sprošča predvsem skozi steno debelega črevesa (pri človeku okoli 6-10 mg na dan) in v manjši meri preko ledvic.
: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) in trihidrat (HNO 3 ·3H 2 O).
Fizikalne in fizikalno-kemijske lastnosti
Fazni diagram vodne raztopine dušikove kisline.
Dušik v dušikovi kislini je štirivalenten, oksidacijsko stanje +5. Dušikova kislina je brezbarvna tekočina, ki pari na zraku, tališče -41,59 °C, vrelišče +82,6 °C z delnim razpadom. Topnost dušikove kisline v vodi ni omejena. Vodne raztopine HNO 3 z masnim deležem 0,95-0,98 se imenujejo "dimeča dušikova kislina", z masnim deležem 0,6-0,7 - koncentrirana dušikova kislina. Tvori azeotropno zmes z vodo (masni delež 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)
Pri kristalizaciji iz vodnih raztopin dušikova kislina tvori kristalne hidrate:
- monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl = −37,62 °C
- trihidrat HNO 3 3H 2 O, T pl = −18,47 °C
Trdna dušikova kislina tvori dve kristalni modifikaciji:
- monoklinska, prostorska skupina p 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, β = 90°, Z = 16;
Monohidrat tvori kristale ortorombičnega sistema, prostorske skupine p na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;
Gostoto vodnih raztopin dušikove kisline v odvisnosti od njene koncentracije opisuje enačba
kjer je d gostota v g/cm³, c je masni delež kisline. Ta formula slabo opisuje obnašanje gostote pri koncentracijah, večjih od 97 %.
Kemijske lastnosti
Visoko koncentrirana HNO 3 je običajno rjave barve zaradi procesa razgradnje, ki poteka na svetlobi:
Pri segrevanju dušikova kislina razpade po enaki reakciji. Dušikovo kislino lahko destiliramo (brez razgradnje) samo pod znižanim tlakom (navedeno vrelišče pri atmosferskem tlaku se ugotovi z ekstrapolacijo).
c) izpodriva šibke kisline iz njihovih soli:
Pri vrenju ali izpostavljenosti svetlobi dušikova kislina delno razpade:
Dušikova kislina pri kateri koli koncentraciji kaže lastnosti oksidativne kisline, pri čemer se dušik reducira do oksidacijskega stanja od +4 do –3. Globina redukcije je odvisna predvsem od narave reducenta in koncentracije dušikove kisline. Kot oksidacijska kislina HNO3 medsebojno deluje:
Nitrati
Dušikova kislina je močna kislina. Njegove soli - nitrati - se pridobivajo z delovanjem HNO 3 na kovine, okside, hidrokside ali karbonate. Vsi nitrati so dobro topni v vodi. Nitratni ion v vodi ne hidrolizira.
Soli dušikove kisline se pri segrevanju nepovratno razgradijo, sestavo produktov razgradnje pa določa kation:
a) nitrati kovin, ki se nahajajo v nizu napetosti levo od magnezija:
b) nitrati kovin, ki se nahajajo v napetostnem območju med magnezijem in bakrom:
c) nitrati kovin, ki se nahajajo v napetostnem nizu na desni:
Nitrati v vodnih raztopinah praktično nimajo oksidativnih lastnosti, vendar so pri visokih temperaturah v trdnem stanju močni oksidanti, na primer pri taljenju trdnih snovi:
Zgodovinski podatki
Metoda pridobivanja razredčene dušikove kisline s suho destilacijo solitre z galunom in bakrovim sulfatom je bila očitno prvič opisana v razpravah Jabirja (Geber v latiniziranih prevodih) v 8. stoletju. Ta metoda se je z različnimi modifikacijami, med katerimi je bila najpomembnejša zamenjava bakrovega sulfata z železovim sulfatom, uporabljala v evropski in arabski alkimiji do 17. stoletja.
V 17. stoletju je Glauber predlagal metodo za proizvodnjo hlapnih kislin z reakcijo njihovih soli s koncentrirano žveplovo kislino, vključno z dušikovo kislino iz kalijevega nitrata, kar je omogočilo uvedbo koncentrirane dušikove kisline v kemijsko prakso in proučevanje njenih lastnosti. Metoda