Азотная кислота (HNO 3), -- сильная одноосновная 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 концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота -- бесцветная газ, не имеет запаха, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления? 41,59 °C, кипения + 82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO 3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 -- концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d 20 = 1,41 г/см, T кип =120,7 °C). При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

• · моногидрат HNO 3 ·H 2 O, T пл = ?37,62 °C
• · тригидрат HNO 3 ·3H 2 O, T пл = ?18,47 °C

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

• · моноклинная, пространственная группа P 2 1 /a, a = 1,623 нм, b = 0,857 нм, c = 0,631, в = 90°, Z = 16;
• · ромбическая

Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа P na2, a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544, Z = 4;

Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением

где d -- плотность в г/смі, с -- массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.

Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО 2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:

N 2 + O 2 грозовые эл.разряды > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4НNО 3 свет > 4NО 2 ^(бурый газ) + 2Н 2 О + О 2

Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту - жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок - ксантопротеиновая реакция). То есть - это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.

Одноосновная сильная кислота, представляющая собой в стандартных условиях бесцветную жидкость, которая при хранении желтеет, может находиться в твердом состоянии, характеризующемся двумя кристаллическими модификациями (моноклинная или ромбическая решетки), при температурах ниже минус 41,6 оС. Это вещество с химической формулой — HNO3 — называется азотная кислота. Имеет молярную массу 63,0 г/моль, а ее плотность соответствует 1,51 г/см³. Температура кипения кислоты равняется 82,6 оС, процесс сопровождается разложением (частичным): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Раствор кислоты с массовой долей основного вещества, равной 68 % кипит при температуре 121 оС. чистого вещества соответствует 1,397. Кислота способна смешиваться с водой в любых соотношениях и, являясь сильным электролитом, почти полностью распадаться на ионы H+ и NO3-. Твердые формы — тригидрат и моногидрат имеют формулы: HNO3 . 3H2O и HNO3 . H2O соответственно.

Азотная кислота — коррозионно активное, токсическое вещество и сильный окислитель. Со средних веков известно такое название, как «сильная вода» (Aqua fortis). Алхимики, открывшие кислоту в 13 веке, дали такое название, убедившись в ее необычайных свойствах (разъедала все металлы, кроме золота), превосходящих в миллион раз силу уксусной кислоты, которую в те времена считали самой активной. Но еще через три столетия было установлено, что разъедать, даже золото, может смесь таких кислот, как азотная и соляная в объемном соотношении 1:3, которую по этой причине и назвали «царская водка». Появление желтого оттенка при хранении объясняется накоплением в ней окислов азота. В продаже кислота чаще бывает с концентрацией 68 %, а при содержании основного вещества более 89 % ее называют «дымящей».

Химические свойства азотной кислоты отличают ее от разбавленной серной или соляной кислот тем, что HNO3 более сильный окислитель, поэтому никогда не выделяется водород в реакциях с металлами. Благодаря окислительным свойствам она реагирует также с многими неметаллами. И в том, и другом случае всегда образуется диоксид азота NO2. В окислительно-восстановительных реакциях восстановление азота происходит до различной степени: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, что определяется концентрацией кислоты и активностью металла. В молекулах образующихся соединений содержится азот со степенью окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3 соответственно. Например, медь окисляется концентрированной кислотой до нитрата меди (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, а фосфор — до метафосфорной кислоты: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.

Иначе взаимодействует разбавленная азотная кислота с неметаллами. На примере реакции с фосфором: 3P + 5HNO3 +2H2O → 3H3PO4 + 5NO видно, что азот восстанавливается до двухвалентного состояния. В результате образуется монооксид азота, а фосфор окисляется до Концентрированная азотная кислота в смеси с соляной кислотой растворяет золото: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O и платину: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO +3H2 + 8H2O. В этих реакциях на начальном этапе соляная кислота окисляется азотной с выделением хлора, а затем металлы образуют комплексные хлориды.

Азотная кислота в промышленных масштабах получается тремя основными способами:

1. Первый — взаимодействием солей с серной кислотой: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Раньше это способ был единственным, но, с появлением других технологий, в настоящее время его используют в лабораторных условиях для получения дымящей кислоты.
2. Второй — это дуговой способ. При продувании воздуха через с температурой от 3000 до 3500 оС, часть азота воздуха реагирует с кислородом, при этом образуется монооксид азота: N2 + O2 → 2NO, который после охлаждения окисляется до диоксида азота (при высокой температуре монооксид с кислородом не взаимодействует): O2 + 2NO → 2NO2. Затем, практически, весь диоксид азота, при избытке кислорода, растворяется в воде: 2H2O +4NO2 + O2 → 4HNO3.
3. Третий — это аммиачный способ. Аммиак окисляется на платиновом катализаторе до монооксида азота: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Образовавшиеся нитрозные газы охлаждаются, и образуется диоксид азота, который поглощается водой. Этим способом получают кислоту с концентрацией от 60 до 62 %.

Азотная кислота в промышленности широко применяется для получения лекарств, красителей, азотных удобрений и солей азотной кислоты. Кроме того, она используется для растворения металлов (например, медь, свинец, серебро), которые не реагируют с другими кислотами. В ювелирном деле используется для определения золота в сплаве (это способ является основным).

Азотная кислота и ее свойства.

Чистая азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

4HN0 3 = 4N0 2 + 0 2 + 2Н 2 0.

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот: в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н+ и N0 _ .

Азотная кислота - один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор -в фосфорную.

Азотная кислота действует почти на все металлы (см. разд. 11.3.2), превращая их в нитраты, а некоторые металлы - в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

4 +3 +2 +1 0 -3

N0 2 N 2 0 3 NO N 2 О N 2 NH 4 N0 3

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 концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется N0. В случае более активных металлов - железа, цинка - образуется N2O. 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.

Си + HN0 3(конц.) - Cu(N0 3) 2 + N0 2 + Н 2 0;

Си + HN0 3 (разбавл.) -^ Си(N0 3) 2 + N0 + Н 2 О;

Mg + HN0 3 (разбавл.) -> Mg(N0 3) 2 + N 2 0 + н 2 0 ;

Zn + HN0 3(очень разбавл.) - Zn(N0 3) 2 + NH 4 N0 3 + Н 2 0.

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до N0 2 , например

S + 6HNO 3 = H 2 S0 4 + 6N0 2 + 2Н 2 0.

ЗР + 5HN0 3 + 2Н 2 0 = ЗН 3 РО 4 + 5N0

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO 3 , протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет не-которые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» - золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (1П), или хлорида нитрозила, N0C1:

HN0 3 + ЗНС1 = С1 2 + 2Н 2 0 + N0C1.

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлага-ется:

2N0C1 = 2N0 + С1 2 .

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

Au + HN0 3 + ЗНС1 = AuCl 3 + NO + 2Н 2 0;

3Pt + 4HN0 3 + 12НС1 = 3PtCl 4 + 4N0 + 8Н 2 0.

На многие органические вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами - NO 2 . Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

2KN0 3 = 2KN0 2 +О 2

Промышленное получение азотной кислоты. Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причем продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов окисление аммиака кислородом может протекать иначе. Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определенном составе смеси происходит почти полное превращение NH 3 в N0:

4NH 3 (r) + 5О 2 (г) = 4NO(r) + 6Н 2 О(г), АН = -907 кДж.

Образовавшийся N0 легко переходит в NO 2 , который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины.

Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концентрируют.

Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45 %, а концентрированная - 98 и 97 %. Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную - в цистернах из кислотоупорной стали.

Билет 5

2. Роль железа в процессе жизнедеятельности организма.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками.

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.

Азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO 3)

Азотная кислота

Молекулярная формула: HNO 3 , B(N) = IV, С.О. (N) = +5

Атом азота образует 3 связи с атомами кислорода по обменному механизму и 1 связь - по донорно-акцепторному механизму.

Физические свойства

Безводная HNO 3 при обычной температуре - бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6"С).

Концентрированная «дымящая» HNO 3 имеет красный или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO 2 . Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

I. Промышленный - 3-стадийный синтез по схеме: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

1 стадия: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2 стадия: 2NO + O 2 = 2NO 2

3 стадия: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Лабораторный - длительное нагревание селитры с конц. H 2 SO 4:

2NaNO 3 (тв.) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba(NO 3) 2 (тв) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Химические свойства

HNO 3 как сильная кислота проявляет все общие свойства кислот

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 - очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.

HNO 3 взаимодействует:

а) с оксидами металлов 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

в) с солями слабых кислот 2HNO 3 + СaСO 3 = Ca(NO 3) 2 + СO 2 + H 2 O

г) с аммиаком HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Отличие HNO 3 от других кислот

1. При взаимодействии HNO 3 с металлами практически никогда не выделяется Н 2 , так как ионы H + кислоты не участвуют в окислении металлов.

2. Вместо ионов H + окисляющее действие оказывают анионы NO 3 - .

3. HNO 3 способна растворять не только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, но и малоактивные металлы - Си, Аg, Нg. В смеси с HCl растворяет также Au, Pt.

HNO 3 - очень сильный окислитель

I. Окисление металлов:

Взаимодействие HNO 3: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO 3 (конц.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (разб.) + ЗСu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O

б) с активными Me: 10HNO 3 (разб.) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO 3 (оч. разб.) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

Очень концентрированная HNO 3 при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.

II. Окисление неметаллов:

HNO 3 окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO 3 разб.) или до NO 2 (HNO 3 конц).

5HNO 3 + Р = 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO 3 + S = 2NO + H 2 SO 4

III. Окисление сложных веществ:

Особенно важными являются реакции окисления сульфидов некоторых Me, которые не растворяются в других кислотах. Примеры:

8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + ЗСu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - нитрующий агент в реакциях органического синтеза

R-Н + НО-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O нитроэтан

С 6 Н 5 СН 3 + 3HNO 3 → С 6 Н 2 (NO 2) 3 СН 3 + ЗH 2 O тринитротолуол

С 6 Н 5 ОН + 3HNO 3 → С 6 Н 5 (NO 2) 3 OH + ЗH 2 O тринитрофенол

HNO 3 этерифицирует спирты

R-ОН + НO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

С 3 Н 5 (ОН) 3 + 3HNO 3 → С 3 Н 5 (ONO 2) 3 + ЗH 2 O тринитрат глицерина

Разложение HNO 3

При хранении на свету, и особенно при нагревании, молекулы HNO 3 разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Выделяется красно-бурый ядовитый газ NO 2 , который усиливает агрессивно-окислительные свойства HNO 3

Соли азотной кислоты - нитраты Me(NO 3) n

Нитраты - бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде. Имеют химические свойства, характерные для типичных солей.

Отличительные особенности:

1) окислительно-восстановительное разложение при нагревании;

2) сильные окислительные свойства расплавленных нитратов щелочных металлов.

Термическое разложение

1. Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов от Mg до Cu:

Me(NO 3) n → Ме x О y + NO 2 + O 2

3. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов превее Cu:

Me(NO 3) n → Ме + NO 2 + O 2

Примеры типичных реакций:

1) 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Окислительное действие расплавов нитратов щелочных металлов

В водных растворах нитраты, в противоположность HNO 3 , почти не проявляют окислительной активности. Однако расплавы нитратов щелочных металлов и аммония (селитр) являются сильными окислителями, поскольку разлагаются с выделением активного кислорода.