Азотная кислота. Чистая азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см при - 42 °С застывающая в прозрачную кристаллическую массу. 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:

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- NO 3 .

Окислительные свойства азотной кислоты. Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. 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. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO 3 , ярко разгорается.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы-в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы. Еще Ломоносов открыл, что железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется

в холодной концентрированной HNO 3 . Позже было установлено, что аналогичное действие азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под

действием концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние.

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна 4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

Получение.

1. В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3 .

2. В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:

1. Окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Растворение оксида азота (IV) в воде с избытком кислорода:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Химические свойства . Проявляет все свойства кислот. Азотная кислота одна из наиболее сильных минеральных кислот.

1. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Реагирует с оксидами металлов:

MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

3. Реагирует с основаниями:

Mg(OH) 2 + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + 2H 2 O,

4. КонцентрированнаяHNO 3 при взаимодействии с наиболее активными металлами до Al восстанавливается до N 2 О. Например:

4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O

5. Концентрированная HNO 3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO 2 . Например:

4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

6. Аналогично концентрированная HNO 3 реагирует с неметаллами. Неметалл при этом окисляется. Например:

5HNO 3 +Pо → HP+5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C оли азотной кислоты – нитраты при нагревании разлагаются по схеме:

левее Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

правее Сu MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2

Применение.

Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.

    Водород. Строение атома, физические и химические свойства, получение и применение водорода.

ВОДОРОД , H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794.

Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития 3 Н (период полураспада Т1/2=12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов).

Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном, символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символы 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 3 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.

Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s1. В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,0529 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.

В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.

Физические и химические свойства: при обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15°C, температура кипения –252,7°C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н– в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0°C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.

Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н2 на атомы при 300 К 2,56·10–34. Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.

Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин, то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н2. Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (с взрывом) только с газообразным фтором (F):

H 2 + F 2 = 2HF + Q.

Если смесь водорода и хлора (Cl) при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом (O) происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (Pd) (или платину (Pt)). При поджигании смесь водорода и кислорода (O) (так называемый гремучий газ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде (O) спокойно горит с выделением большого количества теплоты:

H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль

С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом (N) водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400°C в присутствии катализатора - железа (Fe):

3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.

Также только при нагревании водород реагирует с серой (S) с образованием сероводорода H 2 S, с бромом (Br) - с образованием бромоводорода НBr, с иодом (I) - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором (B), кремнием (Si), фосфором (P) водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.

При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием (Mg) с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3)x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием (Zr), гафнием (Hf) и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).

Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего, надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо (Fe), никель (Ni), свинец (Pb), вольфрам (W), медь (Cu) и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450°C и выше происходит восстановление железа (Fe) водородом из его любого оксида, например:

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем (Mn). Более активные металлы (в том числе и марганец (Mn)) до металла из оксидов не восстанавливаются.

Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:

С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .

Взаимодействием оксида углерода (II) и водорода в промышленности получают метанол:

2Н 2 + СО = СН 3 ОН.

В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.

Получение: водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом (O):

CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2

Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка (Zn) с соляной кислотой.

Применение: водород используют при синтезе аммиака NH3, хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода (O) с водородом используют при сварке.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600°C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются, по меньшей мере, до середины 21-го века.

Особенности обращения : водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).

27 Положение микроорганизмов в системе живого мира. Разнообразие микроорганизмов и их общность с другими организмами. Существенные особенности микроорганизмов: малые размеры клетки, высокая метаболическая активность, высокая пластичность их метаболизма (быстрое приспособление к меняющимся условиям окружающей среды, «всюдность»), способность к быстрому размножению, слабая морфологическая дифференцировка, многообразие метаболических процессов.

Микрооргани́змы , (микро́бы) - собирательное название группы живых организмов, которые слишком малы для того, чтобы быть видимыми невооружённым глазом (их характерный размер - менее 0,1 мм). В состав микроорганизмов входят как безъядерные (прокариоты: бактерии, археи), так и эукариоты: некоторые грибы, протисты, но не вирусы, которые обычно выделяют в отдельную группу. Большинство микроорганизмов состоят из одной клетки, но есть и многоклеточные микроорганизмы, точно также как и есть некоторые одноклеточные макроорганизмы, видимые невооружённым взглядом, например Thiomargarita namibiensis, представители рода Caulerpa (являются гигантскими поликарионами). Изучением этих организмов занимается наука микробиология.

Повсеместная распространенность и суммарная мощность метаболического потенциала микроорганизмов определяет их важнейшую роль в круговороте веществ и поддержании динамического равновесия в биосфере Земли.

Краткое рассмотрение различных представителей микромира, занимающих определенные «этажи» размеров, показывает, что, как правило, величина объектов определенно связана с их структурной сложностью. Нижний предел размеров свободноживущего одноклеточного организма определяется пространством, требуемым для упаковки внутри клетки аппарата, необходимого для независимого существования. Ограничение верхнего предела размеров микроорганизмов определяется, по современным представлениям, соотношениями между клеточной поверхностью и объемом. При увеличении клеточных размеров поверхность возрастает в квадрате, а объем - в кубе, поэтому соотношение между этими величинами сдвигается в сторону последнего.

Микроорганизмы обитают почти повсеместно, где есть вода, включая горячие источники, дно мирового океана, а также глубоко внутри земной коры. Они являются важным звеном в обмене веществ в экосистемах, в основном выполняя роль редуцентов, но в некоторых экосистемах они - единственные производители биомассы - продуценты.

Микроорганизмы, обитающие в различных средах, участвуют в круговороте серы, железа, фосфора и других элементов, осуществляют разложение органических веществ животного, растительного происхождения, а также абиогенного происхождения (метан, парафины), обеспечивают самоочищение воды в водоемах.

Впрочем, не все виды микроорганизмов приносят человеку пользу. Весьма многочисленное количество видов микроорганизмов является условно-патогенной или патогенной для человека и животных. Некоторые микроорганизмы вызывают порчу сельскохозяйственной продукции, обедняют почву азотом, вызывают загрязнение водоемов, накопление в продуктах питания ядовитых веществ (например, микробных токсинов).

Микроорганизмы отличаются хорошей приспособляемостью к действию факторов внешней среды. Различные микроорганизмы могут расти при температуре от −6° до +50-75°. Рекорд выживаемости при повышенной температуре поставили археи, некоторые изученные культуры которых растут на питательных средах свыше 110 °C, например, Methanopyrus kandleri (штамм 116) растёт при 122 °C, рекордно высокой температуре для всех известных организмов.

В природе среда обитания с такой температурой существует под давлением в горячих вулканических источниках на дне океанов (Черные курильщики).

Известны микроорганизмы, процветающие при гибельных для многоклеточных существ уровнях ионизирующего излучения, в широком интервале значений pH, при 25 % концентрации хлорида натрия, в условиях различного содержания кислорода вплоть до полного его отсутствия (Анаэробные микроорганизмы).

В то же время, патогенные микроорганизмы вызывают болезни человека, животных и растений.

Наиболее общепризнанные теории о происхождении жизни на Земле предполагают, что протомикроорганизмы были первыми живыми организмами, появившимися в процессе эволюции.

В настоящее время все микроорганизмы делят на 3 царства:

1. Procariotae. К данному царству можно отнести все виды бактерий, риккетсий, хламидий, микоплазм и т.д. В клетках есть ядро с одной хромосомой. Ядро не отделено от цитоплазмы клетки. Простой цикл деления путем перетяжки. Есть ряд уникальных органелл, таких как плазмиды, мезосомы. Отсутствует способность к фотосинтезу.

2. Eucariotae. Представителями данного царства являются грибы и простейшие. Клетка содержит ядро, отграниченное от цитоплазмы мембраной, с несколькими хромасомами. Есть ряд органелл, характерных для высших животных: митохондрии, эндоплазматическую сеть, аппарат Гольджи. Некоторые представители данного царства имеют хлоропласты и способны к фотосинтезу. Обладают сложным жизненным циклом.

3. Vira. К данному царству относятся вирусы. Отличительными чертами вириона является наличие только одного типа нуклеиновых кислот: РНК или ДНК, заключенного в капсид. Общей внешней оболочки у вируса может не быть. Размножение вируса может происходить только после встраивания в другую клетку, где и происходит репликация.

Азотная кислота ( HNO2) может существовать только в виде раствора или газа. Раствор обладает приятным голубым оттенком и устойчив при нуле градусов. Газовая фаза азотной кислоты изучена гораздо лучше, чем . Ее молекула имеет плоскую структуру. Валентные углы, образованные атомами равны 102ᵒ и 111ᵒ соответственно. Атом азота находится в состоянии sp2-гибридизации и имеет пару несвязанных с самой молекулой электронов. Его степень окисления в азотистой кислоте составляет +3. Длина связи атомов не превышает 0,143 нм. Такое объясняет значения температуры плавления и кипения этой кислоты, которые составляют 42 и 158 градусов соответственно.

Степень окисления азота в соединении не является высшей или низшей. Это означает, что азотистая кислота может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. При нагревании ее раствора образуется азотная кислота (ее химическая HNO3), диоксид азота NO, бесцветный ядовитый газ, и вода. Ее окислительные свойства проявляются в реакции с йодоводородной кислотой (образуется вода, йод и NO).

Восстановительные реакции азотистой кислоты сводятся к получению азотной кислоты. При реакции с пероксидом водорода образуется водный раствор азотной кислоты. Взаимодействие с сильной марганцевой кислотой приводит к выделению водного раствора нитрата марганца и азотной кислоты.

Азотистая кислота при попадании в организм человека вызывает мутагенные изменения, т.е. различные мутации. Она становится причиной качественного или количественного изменения хромосом.

Соли азотистой кислоты

Соли азотистой кислоты называются нитритами. Они более устойчивы к высоким температурам. Некоторые из них токсичны. При реакции с сильными кислотами они образуют сульфаты соответствующих металлов и азотистую кислоту, которая вытесняется более сильными кислотами. Многие используются в производстве некоторых красителей, а также в медицине.

Нитрит натрия используется в пищевой промышленности (добавка E250). Это гигроскопичный порошок белого или желтоватого цвета, который окисляется на воздухе до нитрата натрия. Он способен убивать бактерии и предотвращать процессы окисления. Благодаря этим свойствам, его применяют и в медицине как противоядие при отравлении людей или животных цианидами.

Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:

2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О

Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:

3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO

Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и со­провождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3

практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:

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

По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:

Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯

На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:

которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных ме­таллов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо раствори­мы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красите­лей. Обе соли получают из оксидов азота:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:

KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO

Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.

Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислитель­ные, при этом сама она восстанавливается до NO:

Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:

Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в рас­творе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутст­вия Н + , т.е. протекает в кислой среде.

Азотная кислота

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:

NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.

Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислоро­дом воздуха:

1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платино­вым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О

2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутст­вии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3

Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очища­ют от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводо­род, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состо­яние. Кипит при 82,6°С.

В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:

Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноцен­ны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.

Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:

1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:

2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует кова­лентную связь с атомом азота:

3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:

4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие непо­деленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кис­лорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:

Химические свойства

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссо­циирует:

HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислитель­ные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зави­сит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в ин­тервале от +4 до -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Продукты восстановления при взаимодействии азотной кисло­ты разной концентрации с металлами разной активности при­ведены ниже в схеме.

Концентрированная азотная кислота при обычной температу­ре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она пере­водит их в пассивное состояние. На поверхности образуется плен­ка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.

3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентриро­ванной азотной кислоты:

Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO­+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO­+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кис­лота окисляет соляную до свободного хлора:

HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.

4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливает­ся до NO или NO 2:

S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 ­+2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 ­+Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 ­+4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO­

5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.

Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидрокси­ды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются се­литрами. Селитры используются главным образом как минераль­ные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавлива­ют взрывчатое вещество аммонал.

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2 ­

2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 ­+O 2 ­

Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кисло­род, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.

Применение

Азотная кислота - важнейший продукт химической про­мышленности. Большие количества расходуются на приготовле­ние азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пласт­масс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая

азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окис­лителя ракетного топлива.

Три из пяти оксидов азота реагируют с водой, образуя азотистую Н1М0 2 и азотную HN0 3 кислоты.

Азотистая кислота слабая и неустойчивая. Она может присутствовать лишь в небольшой концентрации в охлажденном водном растворе. Практически ее получают действием серной кислоты на раствор соли (чаще всего NaN0 2) при охлаждении почти до 0°С. При попытке повышения концентрации азотистой кислоты из раствора на дно сосуда выделяется синяя жидкость - оксид азота(Ш). При повышении температуры азотистая кислота разлагается но реакции

Оксид азота(1У) реагирует с водой, давая две кислоты (см. выше). Но с учетом разложения азотистой кислоты суммарная реакция N 2 0 4 с водой при нагревании записывается так:

Соли азотистой кислоты (нитриты) достаточно устойчивы. Нитриты калия или натрия можно получить растворением оксида азота(1У) в щелочи:

Образование смеси солей вполне понятно, так как, реагируя с водой, N 2 0 4 образует две кислоты. Нейтрализация щелочью предотвращает разложение неустойчивой азотистой кислоты и приводит к смещению равновесия реакции N 2 0 4 с водой полностью вправо.

Нитриты щелочных металлов получаются также при термическом разложении их нитратов:

Соли азотистой кислоты хорошо растворимы в воде. Растворимость некоторых нитритов исключительно высока. Например, при 25°С коэффициент растворимости нитрита калия равен 314, т.е. в 100 г воды растворяется 314 г соли. Нитриты щелочных металлов термически устойчивы и плавятся без разложения.

В кислой среде нитриты действуют как довольно сильные окислители. Фактически окислительные свойства проявляет образующаяся слабая азотистая кислота. Из растворов иодидов выделяется иод:

Иод обнаруживается по окраске, а оксид азота - по характерному запаху. Азот переходит из СО +3 в СО +2.

Окислители более сильные, чем азотистая кислота, окисляют нитриты до нитратов. В кислой среде раствор перманганата калия обесцвечивается при добавлении нитрита натрия:

Азот переходит из СО +3 в СО +5. Таким образом, азотистая кислота и нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Нитриты ядовиты, так как они окисляют в гемоглобине железо(П) до железа(Н1) и гемоглобин теряет способность присоединять и переносить кислород в крови. Применение большого количества азотных удобрений значительно ускоряет рост растений, но при этом они содержат в повышенной концентрации нитраты и нитриты. Употребление выращенных таким образом овощей и ягод (арбузы, дыни) приводит к отравлениям.

Огромное практическое значение имеет азотная кислота. В ее свойствах сочетаются сила кислоты (практически полная ионизация в водном растворе), сильные окислительные свойства и способность передавать нитро- группу N0 2 + другим молекулам. Азотную кислоту применяют в больших количествах для производства удобрений. В этом случае она служит источником необходимого для растений азота. Ее применяют для растворения металлов и получения хорошо растворимых солей - нитратов.

Чрезвычайно важным направлением использования азотной кислоты является нитрование органических веществ для получения разнообразных органических продуктов, содержащих нитрогруппы. Среди органических нитросоединений есть лекарственные вещества, красители, растворители, взрывчатые вещества. Ежегодно мировое производство азотной кислоты превышает 30 млн т.

В период до промышленного освоения синтеза аммиака и его окисления азотную кислоту получали из нитратов, например из чилийской селитры NaN0 3 . Селитру нагревали с концентрированной серной кислотой:

Выделяющиеся пары азотной кислоты в охлаждаемом приемнике конденсируются в жидкость с высоким содержанием HN0 3 .

В настоящее время азотную кислоту получают по различным вариантам метода, в котором исходным веществом является оксид азота(П). Как следует из рассмотрения свойств азота, его оксид NO можно получить из азота и кислорода при температуре более 2000°С. Поддержание такой высокой температуры требует большой затраты энергии. Метод был технически осуществлен в 1905 г. в Норвегии. Нагретый воздух проходил через зону горения вольтовой дуги при температуре 3000-3500°С. Выходящие из устройства газы содержали всего 2-3% оксида азота(Н). К 1925 г. мировое производство азотных удобрений по этому способу достигло 42 000 т. По современным масштабам производства удобрений - это очень мало. В дальнейшем расширение производства азотной кислоты пошло по пути окисления аммиака до оксида азота(И).

При обычном горении аммиака образуются азот и вода. Но при проведении реакции при более низкой температуре с применением катализатора окисление аммиака заканчивается образованием NO. Появление NO при пропускании смеси аммиака и кислорода через платиновую сетку было известно уже давно, но этот катализатор не дает достаточно высокого выхода оксида. Использовать этот процесс для заводского производства удалось только в XX в., когда был найден более эффективный катализатор - сплав платины и родия. Металл родий, оказавшийся чрезвычайно необходимым в производстве азотной кислоты, приблизительно в 10 раз более редок, чем платина. С катализатором Pt/Rh в смеси аммиака и кислорода определенного состава при 750°С реакция

дает выход NO до 98%. Этот процесс термодинамически менее выгоден, чем сгорание аммиака до азота и воды (см. выше), но катализатор обеспечивает быстрое соединение атомов азота, остающихся после потери водорода молекулой аммиака, с кислородом, предотвращая образование молекул N 2 .

При охлаждении смеси, содержащей оксид азота(П) и кислород, образуется оксид азота(1У) N0 2 . Далее применяются разные варианты превращения N0 2 в азотную кислоту. Разбавленную азотную кислоту получают растворением NQ 2 в воде при повышенной температуре. Реакция приведена выше (с. 75). Азотную кислоту с массовой долей до 98% получают по реакции в смеси жидкого N 2 0 4 с водой в присутствии газообразного кислорода под большим давлением. В этих условиях образующийся одновременно с азотной кислотой оксид азота(П) успевает окисляться кислородом до N0 2 , который сразу же реагирует с водой. Получается следующая суммарная реакция:

Всю цепочку последовательных реакций превращения атмосферного азота в азотную кислоту можно представить так:


Реакции оксида азота(1У) с водой и кислородом идут довольно медленно, и практически не удается достигнуть полного его превращения в азотную кислоту. Поэтому на заводах, производящих азотную кислоту, всегда происходит выброс оксидов азота в атмосферу. Из заводской трубы выходит рыжеватый дым - «лисий хвост». Окраска дыма обусловлена присутствием N0 2 . На значительном пространстве вокруг большого завода от оксидов азота погибают леса. Особенно чувствительны к воздействию N0 2 хвойные породы деревьев.

Безводная азотная кислота - бесцветная жидкость с плотностью 1,5 г/см 3 , кипящая при 83°С и замерзающая при -41,б°С в прозрачное кристаллическое вещество. На воздухе азотная кислота подобно концентрированной соляной кислоте дымит, так как пары кислоты образуют с водяным паром воздуха капли тумана. Поэтому азотная кислота с малым содержанием воды называется дымящей. Она, как правило, имеет желтую окраску, так как под действием света разлагается с образованием N0 2 . Дымящая кислота применяется сравнительно редко.

Обычно азотная кислота выпускается промышленностью в виде водного раствора с массовой долей 65-68%. Такой раствор называют концентрированной азотной кислотой. Растворы с массовой долей HN0 3 менее 10% - разбавленная азотная кислота. Раствор с массовой долей 68,4% (плотность 1,41 г/см 3) представляет собой азеотропную смесь , кипящую при 122°С. Азеотропная смесь характеризуется одинаковым составом как жидкости, так и пара над ней. Поэтому перегонка азеотропной смеси не приводит к изменению ее состава. В концентрированной кислоте наряду с обычными молекулами HN0 3 присутствуют малодиссоциироваиные молекулы ортоазотной кислоты H 3 N0 4 .

Концентрированная азотная кислота пассивирует поверхность некоторых металлов, например железа, алюминия, хрома. При контакте этих металлов с концентрированной HN() 3 химическая реакция не идет. Это значит, что они перестают реагировать с кислотой. Азотную кислоту можно транспортировать в стальных цистернах.

Как дымящая, так и концентрированная азотная кислота является сильным окислителем. Тлеющий уголь вспыхивает при соприкосновении с азотной кислотой. Капли скипидара, попадая в азотную кислоту, воспламеняются, образуя большое пламя (рис. 20.3). Концентрированная кислота окисляет при нагревании серу и фосфор.

Рис. 20.3.

Азотная кислота в смеси с концентрированной серной кислотой проявляет основные свойства. От молекулы HN0 3 отщепляется гидроксид-ион, и образуется ион нитроил (нитроний) NOJ:

Равновесная концентрация нитрония небольшая, но такая смесь нитрует органические вещества при участии этого иона. Из данного примера следует, что в зависимости от характера растворителя поведение вещества может коренным образом измениться. В воде HN0 3 проявляет свойства сильной кислоты, а в серной кислоте оказывается основанием.

В разбавленных водных растворах азотная кислота практически полностью ионизирована.

В концентрированных растворах азотной кислоты в качестве окислителя действуют молекулы HN0 3 , а в разбавленных - ионы N0 3 при поддержке кислой среды. Поэтому азот в зависимости от концентрации кислоты и природы металла восстанавливается до разных продуктов. В нейтральной среде, т. е. в солях азотной кислоты, ион N0 3 становится слабым окислителем, но при добавлении сильной кислоты к нейтральным растворам нитратов последние действуют как азотная кислота. По силе окислительных свойств в кислой среде ион N0 3 сильнее, чем Н + . Отсюда вытекает следующее важное следствие.

При действии азотной кислоты на металлы вместо водорода выделяются различные оксиды азота, а в реакциях с активными металлами азот восстанавливается до иона NH*.

Рассмотрим важнейшие примеры реакций металлов с азотной кислотой. Медь в реакции с разбавленной кислотой восстанавливает азот до NO (см. выше), а в реакции с концентрированной кислотой - до N0 2:

Железо пассивируется концентрированной азотной кислотой, а кислотой средней концентрации окисляется до степени окисления +3:

Алюминий реагирует с сильно разбавленной азотной кислотой без выделения газа, так как азот восстанавливается до СО -3, образуя соль аммония:


Соли азотной кислоты, или нитраты, известны для всех металлов. Нередко применяется старое название некоторых нитратов - селитра (натриевая селитра, калийная селитра). Это единственное семейство солей, в котором все соли растворимы в воде. Ион N0 3 не окрашен. Поэтому нитраты или оказываются бесцветными солями, или имеют окраску входящего в их состав катиона. Большинство нитратов выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Безводными нитратами являются NH 4 N0 3и нитраты щелочных металлов, кроме LiN0 3 *3H 2 0.

Нитраты часто применяют для проведения обменных реакций в растворах. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония в больших количествах используются в качестве удобрений. На протяжении нескольких веков нитрат калия имел огромное значение в военном деле, так как был компонентом единственного взрывчатого состава - пороха. Его получали главным образом из мочи лошадей. Содержащийся в моче азот при участии бактерий в особых селитряных кучах переходил в нитраты. При выпаривании получавшейся жидкости в первую очередь кристаллизовался нитрат калия. Этот

пример показывает, насколько ограничены были источники получения соединений азота до освоения промышленностью синтеза аммиака.

Термическое разложение нитратов происходит при температурах ниже 500°С. При нагревании нитратов активных металлов они превращаются в нитриты с выделением кислорода (см. выше). Нитраты менее активных металлов при термическом разложении дают оксид металла, оксид азота(1У) и кислород:

Соли аммония - очень своеобразные. Все они легко разлагаются, причем некоторые самопроизвольно, например карбонат аммония:
(NH4)2CО3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакция ускоряется при нагревании).
Другие соли, например хлорид аммония (нашатырь), возгоняются при нагревании, т. е. сначала разлагаются на аммиак и хлористый под действием нагревания, а при понижении температуры вновь на холодных частях сосуда образуется хлорид аммония:
нагревание
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охлаждение
Нитрат аммония при нагревании разлагается на закись азота и воду. Эта реакция может происходить со взрывом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нитрит аммония NH4NО2 разлагается при нагревании с образованием азота и воды, поэтому им пользуются в лаборатории для получения азота.
При действии на соли аммония щелочей выделяется аммиак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Выделение аммиака - характерный признак для распознавания солей аммония. Все соли аммония являются соединениями комплексного характера.

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Аммиак используется как сырье для получения азотной кислоты и ее солей, а также солей аммония, которые служат хорошими азотными удобрениями. Таким удобрением являются сульфат аммония (NH4)2SО4 и особенно нитрат аммония NH4NО3 или аммиачная селитра, в состав молекулы которой входят два атома азота: один аммиачный, другой нитратный. Растения вначале усваивают аммиачный , и затем нитратный. Этот вывод принадлежит основоположнику русской агрохимии акад. Д. Н. Прянишникову, посвятившему свои труды физиологии растений и обосновавшему значение минеральных удобрений в сельском хозяйстве.
Аммиак в виде нашатырного спирта применяется в медицине. Жидкий аммиак используется в холодильных установках. Хлорид аммония применяется для изготовления сухого гальванического элемента Лекланше. Смесь нитрата аммония с алюминием и углем, называемая аммоналом, является сильным взрывчатым веществом.
Карбонат аммония применяется в кондитерской промышленности как разрыхлитель теста.

■ 25. На каком свойстве карбоната аммония основано его использование для разрыхления теста?
26. Как обнаружить в составе соли ион аммония?
27. Как осуществить ряд превращений:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кислородные соединения азота

Образует с кислородом несколько соединений, в которых проявляет различные степени окисления.
Существует закись азота N2О, или, как ее называют, «веселящий газ». В ней проявляет степень окисления + 1. В окиси азота NO азот проявляет степень окисления + 2, в азотистом ангидриде N2О3 - + 3, в двуокиси азота NО2 - +4, в пятиокиси азота, или азотном
ангидриде, N2О5 - +5.
Закись азота N2О - несолеобразующий окисел. Это газ, довольно хорошо растворимый в воде, но в реакцию с водой не вступающий. Закись азота в смеси с кислородом (80% N2O и 20% О2) производит наркотизирующее действие и применяется для так называемого газового наркоза, преимущество которого в том, что он не имеет длительного последействия.
Остальные азота сильно ядовиты. Ядовитое действие их сказывается обычно через несколько часов после вдыхания. Первая помощь состоит в приеме внутрь большого количества молока, вдыхании чистого кислорода, пострадавшему должен быть обеспечен покой.

■ 28. Перечислите возможные степени окисления азота и , отвечающие этим степеням окисления.
29. Какие меры первой помощи следует принимать при отравлениях окислами азота?

Наиболее интересными и важными окислами азота являются окись и двуокись азота, которые мы и будем изучать.
Окись азота NО образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах. В воздухе во время грозы наблюдается иногда образование окиси азота, но в очень небольших количествах. Окись азота бесцветный газ, не имеющий запаха. В воде окись азота нерастворима, поэтому ее можно собирать над водой в тех случаях, когда получение ведется лабораторным способом. В лаборатории окись азота получают из умеренно концентрированной азотной кислоты действием ее на :
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
В этом уравнении самостоятельно расставьте коэффициенты.
Окись азота можно получить и другими способами, например в пламени электрической дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
В производстве азотной кислоты окись азота получают каталитическим окислением аммиака, о котором говорилось в § 68, стр. 235.
Окись азота является несолеобразующим окислом. Она легко окисляется кислородом воздуха и превращается при этом в двуокись азота NO2. Если окисление производить в стеклянном сосуде, бесцветная окись азота превращается в бурый газ - двуокись азота.

■ 30. При взаимодействии меди с азотной кислотой выделилось 5,6 л окиси азота. Рассчитайте, сколько прореагировало меди и сколько образовалось соли.

Двуокись азота NO2 - бурый газ с характерным запахом. Хорошо растворяется в воде, так как реагирует с водой по уравнению:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
В присутствии кислорода можно получить только азотную кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекулы двуокиси азота NO2 довольно легко соединяются попарно и образуют четырехокись азота N2O4 - бесцветную жидкость, структурная формула которой

Этот процесс происходит на холоде. При нагревании четырехокись азота вновь переходит в двуокись.
Двуокись азота - кислотный окисел, так как может реагировать с щелочами, образуя соль и воду. Однако вследствие того, что атомы азота в модификации N2O4 имеют различное число валентных связей, при взаимодействии двуокиси азота со щелочью образуются две соли - нитрат и нитрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Получают двуокись азота, как уже говорилось выше, окислением окиси:
2NO + О2 = 2NO2
Кроме того, двуокись азота получают действием концентрированной азотной кислоты на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(конц.)
или лучше прокаливанием нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перечислите способы получения двуокиси азота, приведя уравнения соответствующих реакций.

32. Изобразите схему строения атома азота в степени окисления +4 и объясните, каким должно быть его поведение в окислительно-восстановительных реакциях.
33. В концентрированную азотную кислоту поместили 32 г смеси меди и окиси меди. Содержание меди в смеси 20%. Какой объем какого газа при этом выделится. Сколько грамм-молекул соли при этом получается?

Азотистая кислота и нитриты

Азотистая кислота HNO2 - очень слабая неустойчивая кислота. Она существует лишь в разбавленных растворах ( а =6,3% в 0,1 н. растворе). Азотистая кислота легко разлагается с образованием окиси и двуокиси азота
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Степень окисления азота в азотистой кислоте +3. При такой степени окисления условно можно считать, что с внешнего слоя атома азота отдано 3 электрона и еще осталось 2 валентных электрона. В связи с этим для N+3 в окислительно-восстановительных реакциях существуют две возможности: он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от того, в какую среду-окислительную или восстановительную - попадает.
Соли азотистой кислоты называются нитритами. Действуя на нитриты серной кислотой, можно получить азотистую кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нитриты представляют собой соли, довольно хорошо растворимые в воде. Как и сама азотистая кислота, нитриты могут проявлять окислительные свойства при реакции с восстановителями, например:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Найти конечные продукты и расставить коэффициенты на основе электронного баланса попытайтесь самостоятельно.

Поскольку выделяющийся легко обнаружить с помощью крахмала, данная реакция может служить способом обнаружения даже незначительных количеств нитритов в питьевой воде, присутствие которых нежелательно из-за ядовитости. С другой стороны, нитритный азот может окисляться до N +5 под действием сильного окислителя.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Остальные продукты реакции найдите самостоятельно, составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.

■ 34. Закончите уравнение.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5 , Мn +2).
35. Перечислите свойства азотистой кислоты и нитритов.

Азотная кислота

HNO3 - сильный электролит. Это летучая жидкость. Чистая кипит при температуре 86°, не имеет цвета; плотность ее 1,53. В лаборатории обычно поступает 65% HNO3 с плотностью 1,40.
дымит на воздухе, так как ее пары, поднимаясь в воздух и соединяясь с парами воды, образуют капельки тумана. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она имеет резкий запах, легко испаряется, поэтому переливать концентрированную азотную кислоту следует лишь под тягой. При попадании на кожу азотная кислота может причинить сильные ожоги. Небольшой ожог дает о себе знать характерным желтым пятном на коже. Сильные ожоги могут вызвать образование язв. При попадании на кожу азотной кислоты ее следует быстро смыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать слабым раствором соды.

Концентрированная 96-98% азотная кислота поступает в лабораторию редко и при хранении довольно легко, особенно на свету разлагается по уравнению:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Она постоянно окрашена двуокисью азота в желтый цвет. Избыток двуокиси азота и постепенно улетучиваются из раствора, в растворе накапливается , а кислота продолжает разлагаться. В связи с этим концентрация азотной кислоты постепенно уменьшается. При концентрации 65% азотная кислота может сохраняться длительное время.
Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Она реагирует почти со всеми металлами, но без выделения водорода. Ярко выраженные окислительные свойства азотной кислоты оказывают на некоторые ( , ) так называемое пассивирующее действие. Это особенно характерно для концентрированной кислоты. При ее воздействии на поверхности металла образуется очень плотная не растворимая в кислотах оксидная пленка, защищающая металл от дальнейшего воздействия кислоты. Металл становится «пассивным». .
Однако с большинством металлов азотная кислота реагирует. Во всех реакциях с металлами в азотной кислоте восстанавливается азот и тем полнее, чем разбавлен-нее кислота и чем активнее металл.

Концентрированная кислота восстанавливается до двуокиси азота. Примером этого может служить реакция с медью, приведенная выше (см. § 70). Разбавленная азотная кислота с медью восстанавливается до окиси азота (см. § 70). Более активные , например , восстанавливают разбавленную азотную кислоту до закиси азота.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При очень сильном разбавлении с активным металлом, например с цинком, реакция доходит до образования соли аммония:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

Во всех приведенных схемах реакций расставьте коэффициенты, составив электронный баланс самостоятельно.

■ 36. Почему при хранении в лаборатории даже в хорошо закупоренной посуде концентрация азотной кислоты понижается?
37. Почему концентрированная азотная кислота имеет желтовато-бурую окраску?
38. Напишите уравнение реакции разбавленной азотной кислоты с железом. Продуктами реакции являются нитрат железа (III), и выделяется газ бурого цвета.
39. Выпишите в тетрадь все уравнения реакций, характеризующие взаимодействие азотной кислоты с металлами. Перечислите, какие , помимо нитратов металлов, образуются в этих реакциях.

Многие могут гореть в азотной кислоте, например уголь и :
С + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Свободный при этом окисляется до фосфорной кислоты. при кипячении в азотной кислоте превращается в S+6 и из свободной серы образуется :
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закончите уравнения реакций самостоятельно.

Сложные также могут гореть в азотной кислоте. Например, в азотной кислоте горят скипидар, нагретые древесные опилки.
Азотная кислота может также окислять соляную кислоту. Смесь трех частей соляной и одной части азотной кислоты называется «царской водкой». Такое название дано потому, что эта смесь окисляет и платину, на которые никакие кислоты не действуют. Реакция протекает по таким стадиям: в самой смеси происходит окисление иона хлора в свободный и восстановление азота до образования хлористого нитрозила:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царская водка хлористый нитрозил
Последний легко разлагается на окись азота и свободный по уравнению:
2NOCl = 2NO + Сl2
Помещенное в «царскую водку» металлическое легко окисляется хлористым нитрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотная кислота может вступать в реакцию нитрования с органическими веществами. При этом обязательно должна присутствовать концентрированная . Смесь концентрированных азотной и серной кислот, называется нитрующей смесью. С помощью такой смеси можно получить из глицерина нитроглицерин, из бензола - нитробензол, из клетчатки - нитроклетчатку и т. д. В сильно разбавленном состоянии азотная кислота проявляет характерные свойства кислот.

■ 40. Примеры типичных свойств кислот применительно к азотной кислоте приведите самостоятельно. Уравнения напишите в молекулярной и. ионной формах.
41. Почему склянки с концентрированной азотной кислотой запрещается перевозить упакованными в древесные стружки?
42. При испытании фенолфталеином концентрированной азотной кислоты фенолфталеин приобретает оранжевую окраску, а не остается бесцветным. Чем это объясняется?

Получить азотную кислоту в лаборатории очень легко. Обычно ее получают путем вытеснения из ее солей серной кислотой, например:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 изображена лабораторная установка для получения азотной кислоты.
В промышленности сырьем для получения азотной кислоты служит аммиак. В результате окисления аммиака в присутствии платинового катализатора образуется окись азота:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Как было указано выше, окись азота легко окисляется кислородом воздуха в двуокись азота:
2NO + О2 = 2NO2
а двуокись азота, соединяясь с водой, образует азотную кислоту и снова окись азота по уравнению:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Затем окись азота снова подается на окисление:
Первая стадия процесса - окисление аммиака в окись азота - осуществляется в контактном аппарате при температуре 820°. Катализатором служат сетки из платины с примесью родия, которые нагревают перед запуском аппарата. Так как реакция экзотермична, в дальнейшем сетки нагреваются за счет тепла самой реакции. Вышедшую из контактного аппарата окись азота охлаждают до температуры около 40°, так как процесс окисления окиси азота идет быстрее при более низкой температуре. При температуре 140° образующаяся двуокись азота разлагается снова на окись азота и кислорода.

Окисление окиси азота в двуокись осуществляется в башнях, называемых абсорберами, обычно под давлением 8-10 атм. В них одновременно происходит и поглощение (абсорбция) образующейся двуокиси азота водой. Для лучшего поглощения двуокиси азота раствор охлаждают. Получается 50-60% азотная кислота.
Концентрирование азотной кислоты проводят в присутствии концентрированной^серной кислоты в ректификационных колоннах. образует с имеющейся водой гидраты с температурой кипения более высокой, чем у азотной кислоты, поэтому из смеси довольно легко выделяются пары азотной кислоты. При конденсации этих паров можно получить 98-99% азотную кислоту. Обычно более концентрированная кислота применяется редко.

■ 43. Запишите в тетрадь все уравнения реакций, происходящих при получении азотной кислоты лабораторным и промышленным способами.
44. Как осуществить ряд превращений:

45. Сколько 10% раствора можно приготовить из азотной кислоты, полученной взаимодействием 2,02 кг нитрата калия с избытком серной кислоты?
46. Определите молярность 63% азотной кислоты.
47. Сколько азотной кислоты можно получить из 1 т аммиака при 70% выходе?
48. Цилиндр заполнили окисью азота путем вытеснения воды. Затем, не вынимая из воды, под него подвели трубку от газометра
(см. рис. 34) и начали пропускать . Опишите, что должно наблюдаться в цилиндре, если избытка кислорода не допускалось. Обоснуйте свой ответ уравнениями реакций.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты щелочных металлов, а также кальция и аммония называются селитрами. Например, KNО3 - калийная селитра, NH4NО3 - аммиачная селитра. Природные залежи нитрата натрия имеются в огромном количестве в Чили, в связи с чем эта соль получила название чилийской селитры.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями. Например, соли щелочных металлов при плавлении выделяют по уравнению:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Благодаря этому уголь, и другие горючие вещества горят в расплавленной селитре (рис. 62).
Соли тяжелых металлов также разлагаются с выделением кислорода, но по другой схеме.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Рис. 63. Круговорот азота в природе

Калийная селитра применяется для изготовления черного пороха. Для этого ее смешивают с углем и серой. для этой цели не используется, так как она гигроскопична. Черный порох при поджигании интенсивно сгорает по уравнению:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нитраты кальция и аммония - очень хорошие азотные удобрения. В последнее время получил распространение в качестве удобрения и нитрат калия.
Азотная кислота широко применяется в производстве химико-фармацевтических препаратов (стрептоцид), органических красителей, целлулоида, кино- и фотопленок. Соли азотной кислоты широко используются в пиротехнике.
В природе существует круговорот азота, при котором растения при отмирании возвращают обратно в почву полученный из нее азот. Животные, питаясь растениями, возвращают азот в почву в виде испражнений, а после смерти их трупы перегнивают и тем самым также возвращают почве полученный от нее азот (рис.63). Снимая урожай, человек вмешивается в этот круговорот, нарушает его и тем самым обедняет почву азотом, поэтому приходится вносить азот на поля в виде минеральных удобрений.

■ 49. Как осуществить ряд превращений