Азотноватистая кислота Азотистая кислота Азотная кислота и ее соли

Слайд 2: Общая характеристика

Как любой неметалл, азот образует кислородсодержащие кислоты В кислотах степень окисления атома азота совпадает со степенью окисления в соответствующем оксиде Специфическое свойство – образует кислоту, ангидридом которой формально следовало бы считать несолеобразующий оксид

Слайд 3: Азотноватистая кислота

Слайд 4: Строение молекулы

N +1 – нет ангидрида, формально – N 2 О, в действительности – несолеобразующий Вещество существует, имеется инфракрасный спектр Формула - Н 2 N 2 О 2 Структура молекулы: НО – N = N – ОН Какие электроны принимают участие в образовании химических связей? Какое значение валентности и степени окисления приобретает каждый атом азота?

Слайд 5: Физические свойства

Н 2 N 2 О 2 – белое вещество, кристаллизуется в виде листочков Легко растворяется в воде, спирте, эфире В чистом виде получается по реакции: Н N О 2 + N Н 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О Устойчива в растворах

Слайд 6: Химические свойства

Слабая кислота, в 1000 раз слабее азотистой Распадается со взрывом: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, обратный процесс невозможен Соль Ag 2 N 2 O 2 нерастворима в воде, желтый осадок Н 2 N 2 О 2 + 2 Ag NO 3 = Ag 2 N 2 O 2 + 2Н NO 3 Ag 2 N 2 O 2 + Н Cl = AgCl + Н 2 N 2 О 2 Окислительные свойства отсутствуют Восстановительные свойства проявляются: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3О 2 = 2Н N О 2 + 2Н N О 3

Слайд 7: Азотистая кислота

Строение молекулы Физические свойства Химические свойства

Слайд 8: Строение молекулы

N +3, ангидрид – N 2 О 3 Существует в газовой фазе и растворе Формула - Н N О 2 Структура молекулы может быть представлена двумя типами: О Н – О – N = О Н – N О

Слайд 9: Физические свойства

Н N О 2 – газообразное вещество, устойчива в растворах Легко растворяется в воде, сохраняя равновесие: N О + N О 2 + Н 2 О = 2Н N О 2 В чистом виде получается по реакции: Ва(N О 2) 2 + Н 2 S О 4 = 2Н N О 2 + Ва S О 4

10

Слайд 10: Химические свойства

Слабая кислота, немного сильнее уксусной Разлагается при нагревании: 3Н N О 2 = Н N О 3 + 2 N О + Н 2 О, ангидрид не образуется Соли - нитриты, устойчивы, имеют практическое применение, двойственные свойства, как и кислота Окислительные свойства: 2Н N О 2 + 2 KI +H 2 SO 4 = 2 N О + K 2 SO 4 + I 2 + 2Н 2 О Восстановительные свойства: 5Н N О 2 + К Mn О 4 + 3 H 2 SO 4 = 5Н N О 3 + 2 MnSO 4 + К 2 SO 4 + 3Н 2 О

11

Слайд 11: Азотная кислота

Строение молекулы Физические свойства Химические свойства Нитраты

12

Слайд 12: Строение молекулы

N +5, ангидрид – N 2 О 5 Существует в жидкой фазе и растворе Формула - Н N О 3 Структура молекулы может быть представлена: О Н – О – N О

13

Слайд 13: XIV век, Гебер

«Возьми фунт кипрского купороса, полтора фунта селитры и четверть фунта квасцов, подвергни все перегонке, и ты получишь жидкость, которая обладает высоким растворяющим действием» «Сумма совершенств» крепкая водка – aqua fortis царская водка - aqua regis селитряная, или азотная кислота

14

Слайд 14: Физические свойства

Н N О 3 – бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом Жадно поглощается водой, смешивается в любых соотношениях В чистом виде получается при охлаждении до –41,5 0 С, бесцветные кристаллы При 84 0 С кипит, выделяя N О 2

15

Слайд 15: Химические свойства

Нужно рассматривать в четырех аспектах: 1. В растворах ведет себя как кислота со всеми веществами, кроме металлов 2. В концентрированном – сильный окислитель 3. С металлами ведет себя как окислитель в любой концентрации 4. Проявляет свойства основания

16

Слайд 16: Химические свойства

Н N О 3 – кислота Изменяет окраску индикаторов: лакмус метилоранж 2. Взаимодействует с оксидами металлов с образованием соли и воды 3.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды 4.В присутствии концентрированной серной кислоты и меди выделяется N О 2 - доказательство наличия азотной кислоты

17

Слайд 17: Химические свойства

Кислота Щелочные и щелочноземель-ные металлы Тяжелые металлы Примечание Н N О 3 конц. N 2 О N О 2 Не реагирует на Fe,Cr,Al,Au,Pt,Ir,Ta Nb Н N О 3 разб. N Н 3 (N Н 4 N О 3) N О 2 С Fe и Sn дает N Н 3 (N Н 4 N О 3)

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n ) определяет основность кислот:

n = 1 одноосновная

n = 2 двухосновная

n = 3 трехосновная

2. По составу:

а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

б) Таблица бескислородных кислот

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -

Азот — элемент 2-го периода V А-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние N v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 — N 2 O 5 , NO 3 , NaNO 3 , AgNO 3

3 – N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3

3 — NH 3 , NH 4 , NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH 4 и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

N 2

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).

Главная составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H 2 O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N 2 , реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3 , N 2 + O 2 ↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F 2 O 3 , FeO, в лаборатории при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая 15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие N 2 и H 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O 2 = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N -3 H 4 N 3 O 2(T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl +2H 2 O (100˚C)

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

NH 3

Бинарное соединение, степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3 ] (sp 3 -гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорской пары электронов на sp 3 -гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H 2 O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и 99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -3) и окислительные (за счет H +1) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO3) 2 .

Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH 3(г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3(г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (р) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3(г) + HCl (г) ↔ NH 4 Cl (г) белый «дым»
4NH 3 + 3O 2 (воздух) = 2N 2 + 6 H 2 O (сгорание)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3(г) + CO 2(г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (комнатная температура, давление)
Получение. В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O +NH 3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода .

Гидрат аммиака NH 3 * H 2 O . Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и H 2 O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3 -гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N -3) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 *H 2 O и лишь 0,4% ионов NH 4 OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипячение с NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

Оксиды азота

Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N 2 О 2 со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. весьма реакционноспособная смесь NO и NO 2 («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O 2 (изб.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C(графит) = N 2 + CО 2 (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500- 600˚C)
Реакции на смеси NO и NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(разб.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CО 2 (450- 500˚C)
Получение в промышленности : окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2NO + 4 H 2 O
или восстановлении нитратов:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Диоксид азота NO 2

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO 2 и HNO 3 (кислота для N 4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO 2 , на холоду жидкий бесцветный димер N 2 О 4 (тетраоксид диазота). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ж) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 О 3 (син.) (на холоду)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(разб.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50- 60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Получение: в промышленности — окислением NO кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO 3 (конц.,гор.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц.,гор.) + P (красный) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц.,гор.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Оксид диазота N 2 O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N 2 O 3

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO 2 , формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C на 90% разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO 2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N 2 O 3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO 2 , при нагревании реагирует иначе:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Со щелочами дает соли HNO 2, например NaNO 2 .
Получают взаимодействием NO c O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) или с NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота N 2 O 5

Бесцветное, твердое вещество, O 2 N – O – NO 2 , степень окисления азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO 2 и O 2 . Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
или окислением NO 2 озоном при -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO 2 . Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакции на ион NO 2 — обесцвечивание фиолетового раствора MnO 4 и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнение важнейших реакций:
2KNO 2 (т) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (разб.)+ O 2 (изб.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 — + 6H + + 2MnO 4 — (фиол.) = 5NO 3 — + 2Mn 2+ (бц.) + 3H 2 O
3 NO 2 — + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 — + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 — (насыщ.) + NH 4 + (насыщ.)= N 2 + 2H 2 O
2NO 2 — + 4H + + 2I — (бц.) = 2NO + I 2 (черн.) ↓ = 2H 2 O
NO 2 — (разб.) + Ag + = AgNO 2 (светл.желт.)↓
Получение в промышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конц.) + Pb(губка) + H 2 O = KNO 2 + Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2 + CaSO 4 (300 ˚C)

H итрат калия KNO 3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо -эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO 2 , в щелочной среде до NH 3). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400- 500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, разб. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230- 300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (графит) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (сгорание)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 — 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 — 400 ˚C)

Получение : в промышленности
4KOH (гор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

и в лаборатории:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Аммиак - это ковалентное соединение, состоящее из молекул пирамидальной формы (см. разд. 2.2). Он имеет удушливый запах и при нормальных условиях представляет собой бесцветный газ, плотность которого меньше, чем у воздуха.

Для получения аммиака в лабораторных условиях обычно нагревают смесь хлорида аммония и гидроксида кальция, что приводит к реакции

Аммиак, полученный таким способом, сначала осушают, пропуская его через оксид кальция, а затем собирают в опрокинутый сосуд.

Молекула аммиака имеет неподеленную пару электронов на атоме азота и поэтому способна обобществлять ее с какой-либо электронно-акцепторной частицей, образуя с ней координационную (донорно-акцепторную) связь. Таким образом, аммиак обладает свойствами льюисова основания. Например

Эта реакция используется для проведения одной из аналитических проб на аммиак. При смешивании аммиака с газообразным хлороводородом образуются белый «дым» хлорида аммония:

Аммиак обладает самой большой растворимостью в воде среди всех газов. В его водном растворе устанавливается следующее равновесие:

Водный раствор аммиака иногда называют раствором гидроксида аммония. Однакс твердый гидроксид аммония выделить не удается. Раствор содержит частицы всех четырех типов, указанных в уравнении равновесия. Молекулы аммиака в этом растворе связаны водородными связями с молекулами воды. Кроме того, аммиак выступает в роли льюисова основания, присоединяя протон от молекул воды с образованием иона аммония . Поэтому аммиачный раствор обладает слабыми щелочными свойствами. Он имеет .

Добавление аммиачного раствора к растворам солей металлов приводит к

осаждению нерастворимых гидроксидов металлов. Например

Гидроксиды некоторых металлов растворяются в избыточном количестве аммиачного раствора, образуя комплексные анионы, например

Аммиак обладает свойствами восстановителя, как это видно по его реакциям с хлором и нагретыми оксидами металлов:

Аммиак не горит в воздухе, но горит в чистом кислороде бледным желто-зеленым пламенем:

В присутствии нагретого платинового катализатора вместо этого протекает следующая реакция:

Эта реакция используется для промышленного получения азотной кислоты в процессе Оствальда (см. ниже).

Аммиак легко сжижается при охлаждении и повышении давления. Жидкий аммиак обладает свойствами, которые имеют много общего со свойствами воды. Молекулы в жидком аммиаке связаны между собой водородными связями, и поэтому его температура кипения оказывается выше, чем можно было бы ожидать (см. гл. 2). И аммиак, и вода являются плохими проводниками электрического тока, но прекрасными ионизирующими растворителями.

Натрий, калий, барий и кальций растворяются в аммиаке, образуя растворы характерного голубого цвета. Эти металлы можно снова извлечь из аммиачного раствора, испаряя его. Однако при длительном хранении этих растворов они постепенно обесцвечиваются вследствие образования в них амидов соответствующих металлов, например Амиды металлов имеют ионное строение:

Соли аммония. Аммиак и его водные растворы легко реагируют с кислотами, образуя соли аммония. Эти соли имеют ионную природу и содержат ион аммония Как правило, они растворяются в воде и подвергаются гидролизу с образованием слабокислых растворов:

Все аммониевые соли термически неустойчивы. Галогениды аммония при нагревании сублимируют (возгоняются):

Аммониевые соли кислородсодержащих кислот (оксокислот) при нагревании разлагаются, образуя азот или оксид диазота:

Все три указанные реакции могут протекать со взрывом, а последняя из них даже называется «вулканической реакцией».

Оксиды азота

Азот образует шесть оксидов (табл. 15.12), в которых он обнаруживает степени окисления от до представляет собой димер ниже). Все остальные оксиды довольно устойчивы, за исключением который легко разлагается на NO и

Все оксиды азота принадлежат к эндотермическим соединениям (см. гл. 5).

Таблица 15.12. Оксиды азота

Оксид диазота Другие названия этого соединения - закись азота, веселящий газ. Последнее название связано с тем, что вдыхание в небольших дозах вызывает конвульсивный смех. нашел применение в качестве анестезирующего средства. Для получения в лабораторных и промышленных условиях может использоваться тщательно контролируемое термическое разложение нитрата аммония:

Поскольку эта реакция может протекать со взрывом, нитрат аммония лучше всего получать непосредственно на месте его использования. С этой целью нагревают смесь нитрата натрия и сульфата аммония. Это приводит к образованию нитрата аммония, который разлагается с такой же скоростью, с какой его получают.

Молекула имеет электронное строение, которое рассматривается как резонансный гибрид двух асимметричных форм, обладающих линейной структурой:

Имеет сладковатый запах и очень легко растворяется в воде, образуя нейтральный раствор. Он обладает свойствами окислителя и может, поддерживать горение, например углерода, серы и фосфора:

Моноксид азота NO. Другое название этого соединения - оксид азота. В лабораторных и промышленных условиях его получают действием -ного водного раствора азотной кислоты на медь:

Образуется при грозовых разрядах в атмосфере, а также при пропускании электрического разряда через газообразную смесь азота и кислорода:

Кроме того, NO образуется как промежуточный продукт при каталитическом окислении аммиака в процессе Оствальда, используемом для получения азотной кислоты.

Электронное строение молекулы NO рассматривается как резонансный гибрид двух следующих форм:

Отметим, что обе резонансные формы имеют по неспаренному электрону. Это объясняет наличие у моноксида азота парамагнитных свойств (см. предыдущую главу).

Моноксид азота представляет собой при нормальных условиях бесцветный газ, который практически нерастворим в воде. В твердом и жидком состояниях NO обнаруживает тенденцию к димеризации с образованием Он обладает восстановительными свойствами и в присутствии воздуха приобретает коричневую окраску из-за образования диоксида азота:

Соединяясь с сульфатом железа (II), NO образует комплекс коричневого цвета Образование этого комплекса используется в аналитической коричневой кольцевой пробе на нитраты (см. рис. 15.18).

Диоксид азота Диоксид азота получают в лабораторных условиях нагреванием нитрата свинца (II) (см. гл. 6):

Обычно существует в равновесии со своим димером также разд. 7.1):

Имеет бледно-желтую окраску, бурую. При охлаждении этого газа происходит конденсация с образованием жидкости зеленого цвета.

Электронное строение молекулы рассматривается как резонансный гибрид двух форм с изогнутой структурой:

При димеризации неспаренные электроны каждой их двух молекул обобществляются, образуя слабую связь Образующийся димер по своему электронному строению может рассматриваться как резонансный гибрид двух форм с плоской структурой:

Диоксид азота - очень ядовитый газ. Он растворяется в воде с образованием азотистой и азотной кислот:

Этот газ изменяет синюю окраску лакмусовой бумаги на красную, чем отличается от брома, который тоже представляет собой коричневый газ, но обесцвечивает лакмусовую бумагу.

При нагревании разлагается, образуя моноксид азота:

Загрязнение окружающей среды оксидами азота

Оксиды азота считаются первичными загрязнителями атмосферы. Они попадают в воздух при сгорании различных топлив - горючих ископаемых. Такое загрязнение атмосферы вызывают тепловые электростанции, нефтеперерабатывающие заводы, дымовые газы промышленных предприятий и выхлопные газы автомобильного транспорта. Оксиды азота (все они вместе обозначаются общей формулой ) способны вызывать двоякое загрязнение окружающей среды.

Во-первых, они растворяются в воде с образованием азотистой и азотной кислоты. Эти кислоты принадлежат к числу вторичных загрязнителей и наряду с сернистой и серной кислотами приводят к возникновению кислотных дождей (см. разд. 12.2).

Во-вторых, оксиды азота могут соединяться с углеводородами, что приводит к возникновению фотохимического смога. Углеводороды тоже попадают в атмосферу в результате сжигания горючих ископаемых и поэтому являются первичными загрязнителями. Фотохимический смог возникает в результате протекания сложной последовательности реакций, в которых принимают участие радикалы (см. гл. 17). Для протекания первой стадии этого сложного процесса необходимо наличие ультрафиолетового солнечного излучения. Такое излучение вызывает следующую фотохимическую реакцию:

Рис. 15.16. Образование фотохимического смога.

Затем кислородный радикал реагирует с молекулами кислорода, образуя молекулы шона:

Озон - токсичный газ как для животных, так и для растений. Он представляет собой вторичный загрязнитель атмосферы. Если в ней отсутствуют углеводороды, озон соединяется с моноксидом азота, в результате чего снова происходит образование диоксида азота:

Таким образом, в указанном «замкнутом цикле» содержание диоксида азота в атмосфере поддерживается на одном уровне.

Однако при наличии в атмосфере углеводородов этот цикл нарушается. Озон, который является одной из частей указанного цикла, реагирует с ненасыщенными углеводородами, в результате чего образуются органические радикалы, например

Эти радикалы соединяются с оксидами азота, что приводит к образованию альдегидов и нитратных органических соединений следующего типа:

Рис. 15.17. Атмосферные условия, благоприятствующие образованию фотохимического смога, а- отсутствие инверсионного слоя, б- наличие инверсионного слоя.

Наряду с озоном подобные соединения представляют собой вторичные загрязнители атмосферы, которые приводят к возникновению фотохимического смога (рис. 15.16).

Во многих городах мира эта проблема осложняется образованием в атмосфере та называемого инверсионного слоя (рис. 15.17). Он представляет собой слой нагретого воздуха, который располагается над городом и не дает выхода нижнему слою более холодного воздуха. Этот нагретый слой обычно не содержит влаги и обладает максимальной прозрачностью для солнечного излучения. В результате происходит накопление вторичных загрязнителей, удерживаемых в нижнем слое воздуха. Возникающий в таких условиях фотохимический смог нередко можно наблюдать как дымку, висящую над городом в жаркую погоду. Эта дымка обусловлена частицами смога.

Азотистая кислота и нитриты

Водный раствор азотистой кислоты можно получить в лабораторных условиях, добавляя разбавленную соляную кислоту к холодному разбавленному раствору нитрита натрия:

(Раствор азотистой кислоты имеет голубую окраску.) Получить нитрит натрия можно сильным нагреванием нитрата натрия; лучше, если эта реакция происходит в присутствии какого-либо восстановителя, например свинца:

Нитрит натрия извлекают из полученной смеси растворением в воде.

Азотистая кислота слабая и неустойчивая. Она имеет При комнатной температуре она диспропорционирует на азотную кислоту и моноксид азота:

Азотистая кислота и кислые растворы нитритов являются окислителями, однако в присутствии более сильных окислителей, например подкисленного калия, они ведут себя как восстановители. Подкисленные растворы нитрита натрия имеют особо важное значение в органической химии, где их используют для получения солей диазония (см. гл. 19).

Азотная кислота и нитраты

Чистая азотная кислота представляет собой бесцветную дымящую на воздухе жидкость. Для ее получения в лабораторных условиях нагревают нитрат натрия либо нитрат калия с концентрированной серной кислотой:

Продукт этой реакции обычно имеет желтую окраску, обусловленную присутствием в нем растворенного диоксида азота, который образуется в результате термического разложения азотной кислоты:

Водный раствор азотной кислоты обладает типичными свойствами сильной кислоты. Например, он реагирует с основаниями, образуя нитраты, и с карбонатами, образуя диоксид углерода.

Разбавленная и концентрированная азотная кислота являются окислителями. Концентрированная азотная кислота окисляет такие неметаллы, как углерод и серу:

Реакции азотной кислоты с металлами протекают по-разному. Кальций и магний реагируют с очень разбавленной азотной кислотой, вытесняя из нее водород. Цинк восстанавливает разбавленную азотную кислоту, в результате чего образуется оксид диазота. Однако для большинства металлов более характерна реакция с разбавленной азотной кислотой и образованием моноксида азота и реакция с концентрированной

азотной кислотой, приводящая к образованию диоксида азота. В качестве примера приведем медь.

Иодидные ионы окисляются азотной кислотой до иода:

Сероводород и другие неорганические ковалентные соединения тоже окисляются азотной кислотой:

В органической химии азотная кислота используется в качестве нитрующего реагента. С этой целью используется смесь концентрированных азотной и серной кислот.

Нитраты. Для получения нитратов различных металлов могут использоваться реакции азотной кислоты с соответствующими металлами, их оксидами, гидридами либо карбонатами. Аналитическое обнаружение нитратов осуществляется с помощью коричневой кольцевой пробы (рис. 15.18).

Коричненая кольцевая проба на нитраты. Испытуемое вещество растворяют в воде и приливают к раствору сульфата Затем осторожно, по каплям, добавляют в пробирку со смесью этих растворов концентрированную серную кислоту, так чтобы она стекала по стенкам пробирки и образовались бы два слоя жидкости (рис. 15.18). Если испытуемое вещество содержит какой-либо нитрат, он реагирует с серной кислотой, образуя азотную кислоту. Азотная кислота в свою очередь реагирует с сульфатом железа (II), образуя комплекс Это приводит к появлению коричневого кольца между двумя слоями жидкости в пробирке и, таким образом, указывает на присутствие нитрата в испытуемом веществе.

Все неорганические нитраты растворимы в воде и термически неустойчивы. Нитраты металлов разлагаются с образованием нитрита, оксида либо свободного металла в зависимости от положения конкретного металла в электрохимическом ряду:

Нитрат аммония при нагревании образует оксид диазота и воду:

Рис. 15.18. Коричневая кольцевая проба на нитраты.

Промышленное получение азотной кислоты и нитратов

Промышленное получение азотной кислоты основано на проведении процесса Оствальда. Этот процесс состоит из трех стадий.

1. Каталитическое окисление аммиака

Аммиак, получаемый с помощью процесса Габера (см. разд. 7.2), смешивают с воздухом и быстро пропускают над поверхностью платиново-родиевого катализатора, нагретого до температуры 900 °С, что приводит к реакции

Эта реакция настолько экзотермична, что поддерживает температуру 900 °С.

2. Получение диоксида азота

Газы, полученные на 1-й стадии, охлаждают и смешивают с воздухом. Это приводит к окислению моноксида азота до диоксида азота:

3. Получение разбавленной азотной кислоты

Диоксид азота, полученный на 2-й стадии, направляют в стальную поглотительную башню, где его пропускают навстречу струям воды. Здесь протекает реакция

Моноксид азота возвращается в цикл на вторую стадию. Получаемая таким образом азотная кислота имеет концентрацию около 50%. С помощью перегонки из нее получают 68%-ную азотную кислоту (азеотропную смесь, не поддающуюся дальнейшему концентрированию перегонкой).

Приблизительно 80% всей азотной кислоты, получаемой таким способом, нейтрализуют в избытке водного раствора аммиака с целью получения нитрата аммония:

Нитрат аммония используется в качестве удобрения (см. выше).

Кислородсодержашие кислоты также относятся к гидроксидам . Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах из положительно заряженных ионов только ионы водорода H + , или, более точно, ионы гидроксония Н 3 О + - гидратированный ион водорода. Более общее определение: кислоты – это вещества, являющиеся донорами протонов Н + . В зависимости от количества катионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты, кислоты классифицируют также как основания, по основности. Существуют одно-, двух-, трех- и четырехосновные кислоты. Например, азотная кислота HNO 3 , азотистая кислота HNO 2 –одноосновные кислоты, угольная кислота H 2 CO 3 , серная кислота H 2 SO 4 – двухосновные кислоты, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 является трехосновной кислотой, а ортокремниевая кислота H 4 SiO 4 –четырехосновной кислотой.

Номенклатура кислородсодержащих кислот : по международной систематической номенклатуре названия кислородсодержащих кислот формируются, как указывалось ранее, с учетом аниона, входящего в состав кислоты. Например:

H 3 PO 4 - триводород тетраоксофосфат(V) или триводород ортофосфат

H 2 CO 3 - диводород триоксокарбонат (IV)

HNO 3 - водород триоксонитрат (V)

Н 2 SiO 3 - диводород триоксосиликат (IV) или диводород метасиликат

H 2 SO 4 - диводород тетраоксосульфат(VI) (количество атомов водорода в кислотах можно не указывать)

По систематической номенклатуре названия кислот используют редко, чаще всего применяют традиционно сложившиеся названия, которые формируются от русского названия элемента (русская номенклатура) по определенным правилам (см. таблицу). В таблице приведен перечень кислородсодержащих кислот, соли которых наиболее распространены в природе. Следует обратить внимание, что название кислотного остатка определяет название соли и строят его чаще всего по полусистематической (международной) номенклатуре от латинского названия элемента. В связи с этим необходимо вспомнить латинские названия элементов наиболее часто встречающихся в кислотах, например, N – азот, в русской транскрипции латинского названия звучит как [нитрогениум], С – углерод – [карбониум], S – сера – [сульфур], Si- кремний – [силициум], олово – [станнум], свинец – [плюмбум], мышьяк – [арсеникум] и т.д. В таблице приведены общие правила, в соответствии с которыми можно назвать большинство неорганических кислородсодержащих кислот других элементов, их кислотные остатки и соли.

Таблица наиболее распространенных кислородсодержащих кислот

Гидросоли и названия их кислотных остатков будут рассмотрены в разделе«соли». Правила названия кислородсодержащих кислот и кислотных остатков (за исключением тех, которые имеют тривиальные названия или их следует называть по систематической номенклатуре) следующие:

высшая с. о. элемента (равна № группы в периодической системе) – корень русского названия элемента + окончание «а я» или «ова я»

Н

с. о. – степень окисления

кислородсодержащей

кислоты

С.о. элемента < max – корень русского названия элемента +

окончание «и стая» или «ови стая»

высшая с.о. элемента – корень латинского названия элемента +

Название суффикс «а т»

кислотного

остатка

с.о. элемента < max – латинское название элемента + суффикс «и т»

Зная приведенные правила, легко вывести формулы кислот для различных элементов (с учетом положения в периодической системе) и назвать их. Например, металл Sn - олово (1V гр.) латинское название - stannum («станнум»):

Max с.о. = +4 Min с.о. = +2

Оксиды: SnO 2 SnO

амфот. амфот.

+Н 2 О +Н 2 О

Н 2 SnO 3 H 2 SnO 2

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO 3 2- SnO 2 2-

станнат - ион, станнит -ион,

Na 2 SnO 3 – станнат Na Na 2 SnO 2 – станнит Na

Оксидам некоторых элементов соответствуют две кислоты: мета - и ортокислота , формально они отличаются на одну молекулу Н 2 О.

Вывод формулы мета и ортокислоты (если они существуют у данного элемента): при формальном присоединении к оксиду одной молекулы Н 2 О получаем формулу метакислоты, последующее присоединение еще одной молекулы воды к формуле метакислоты позволяет вывести формулу ортокислоты. Например, выведем формулу мета- и ортокислоты, соответствующей оксиду P (V):

+ H 2 O + H 2 O

H 2 P 2 O 6  HPO 3 - метафосфорная к-та H 3 PO 4 - ортофосфорная к-та

Приведем пример обратной задачи: назвать соли NaBO 2 и K 3 BO 3 . Степень окисления атома бора в этих солях равна +3 (проверьте расчет), следовательно, соли образованы от кислотного оксида В 2 О 3 . Если в обеих солях степени окисления бора одинаковые, а виды кислотных остатков разные, то это соли мета- и ортоборной кислоты. Выведем формулы этих кислот:

В 2 О 3 НВО 2

+ Н 2 О + Н 2 О

НВО 2 - метаборная кислота, Н 3 ВО 3 - ортоборная кислота,

соли – метабораты соли – ортобораты

Названия солей: NaBO 2 – метаборат натрия; Na 3 BO 3 - ортоборат натрия.