Acid azotic. Acidul azotic pur HNO3 este un lichid incolor cu o densitate de 1,51 g/cm la -42 °C, solidificându-se într-o masă cristalină transparentă. În aer, ca și acidul clorhidric concentrat, „fumă”, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu umiditatea din aer,

Acidul azotic nu este durabil, chiar și sub influența luminii, se descompune treptat:

Cu cât temperatura este mai mare și cu cât acidul este mai concentrat, cu atât se produce descompunerea mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluţii diluate se descompune complet în ioni H + şi - NO 3.

Proprietățile oxidative ale acidului azotic. O proprietate caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acid azotic-un

unul dintre cei mai energici agenți oxidanți. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Astfel, atunci când este fiert cu acid azotic, sulful este oxidat treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic. Un cărbune mocnit scufundat în HNO3 concentrat se aprinde puternic.

Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor metalelor (cu excepția aurului, platinei, tantalului, rodiului, iridiului), transformându-le în nitrați, iar unele metale în oxizi.

HNO 3 concentrat pasivează unele metale. Lomonosov a mai descoperit că fierul, care se dizolvă ușor în acid azotic diluat, nu se dizolvă

în HNO3 concentrat la rece. Ulterior s-a constatat că acidul azotic are un efect similar asupra cromului și aluminiului. Aceste metale merg sub

prin acţiunea acidului azotic concentrat în stare pasivă.

Gradul de oxidare al azotului din acidul azotic este 4-5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:

Chitanță.

1. În laborator, acidul azotic se obține prin reacția nitraților anhidri cu acid sulfuric concentrat:

Ba (NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 → BaS0 4 ↓ + 2HNO 3.

2. În industrie, producția de acid azotic are loc în trei etape:

1. Oxidarea amoniacului la oxid nitric (II):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O

2. Oxidarea oxidului de azot (II) în oxid de azot (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Dizolvarea oxidului nitric (IV) în apă cu exces de oxigen:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Proprietăți chimice . Prezintă toate proprietățile acizilor. Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi minerali.

1. În soluții apoase este complet disociat în ioni:

HNO3 → H + + NO - 3

2. Reacţionează cu oxizii metalici:

MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O,

3. Reacţionează cu bazele:

Mg(OH)2 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + 2H2O,

4. HNO 3 concentrat, atunci când interacționează cu metalele cele mai active la Al, se reduce la N 2 O. De exemplu:

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

5. HNO 3 concentrat, atunci când interacționează cu metale mai puțin active (Ni, Cu, Ag, Hg), se reduce la NO 2. De exemplu:

4HNO3 + Ni → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

6. HNO 3 concentrat reacționează similar cu nemetale. Nemetalul este oxidat. De exemplu:

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

C săruri de acid azotic – nitrați când sunt încălzite, se descompun după următoarea schemă:

la stânga Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

la dreapta Cu MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2

Aplicație.

Acidul azotic este folosit pentru a produce îngrășăminte cu azot, substanțe medicinale și explozivi.

    Hidrogen. Structura atomică, proprietățile fizice și chimice, producția și utilizarea hidrogenului.

HIDROGEN, H, element chimic cu număr atomic 1, masă atomică 1,00794.

Hidrogenul natural constă dintr-un amestec de doi nuclizi stabili cu numere de masă de 1,007825 (99,985% în amestec) și 2,0140 (0,015%). În plus, hidrogenul natural conține întotdeauna cantități neglijabile de nuclid radioactiv - tritiu 3 H (timp de înjumătățire T1/2 = 12,43 ani). Deoarece nucleul unui atom de hidrogen conține doar 1 proton (nu pot fi mai puțini protoni în nucleul unui atom al unui element), se spune uneori că hidrogenul formează limita inferioară naturală a sistemului periodic de elemente al lui D. I. Mendeleev (deși elementul hidrogenul însuși este situat în tabelele din partea superioară). Elementul hidrogen este situat în prima perioadă a tabelului periodic. Aparține atât grupului 1 (grupa IA metale alcaline) cât și grupului 7 (halogeni din grupa VIIA).

Masele atomice ale izotopilor de hidrogen diferă foarte mult (de câteva ori). Acest lucru duce la diferențe vizibile în comportamentul lor în procesele fizice (distilare, electroliză etc.) și la anumite diferențe chimice (diferențele de comportament ale izotopilor unui element se numesc efecte izotopice; pentru hidrogen, efectele izotopice sunt cele mai semnificative). Prin urmare, spre deosebire de izotopii tuturor celorlalte elemente, izotopii de hidrogen au simboluri și nume speciale. Hidrogenul cu un număr de masă de 1 se numește hidrogen ușor, sau protium (în latină Protium, din grecescul protos - primul), notat cu simbolul H, iar nucleul său se numește proton, simbol p. Hidrogenul cu un număr de masă de 2 se numește hidrogen greu, deuteriu (latina Deuterium, din grecescul deuteros - al doilea), simbolurile 2 H sau D (a se citi „de”) sunt folosite pentru a-l desemna, nucleul d este deuteron. Un izotop radioactiv cu numărul de masă 3 se numește hidrogen supergreu sau tritiu (latină Tritum, din greacă tritos - al treilea), simbol 3 H sau T (a se citi „cele”), nucleul t - triton.

Configurația stratului unic de electroni al unui atom de hidrogen neutru neexcitat este 1s1. În compuși prezintă stări de oxidare +1 și, mai rar, –1 (valență I). Raza unui atom de hidrogen neutru este de 0,0529 nm. Energia de ionizare a atomului este de 13,595 eV, afinitatea electronilor este de 0,75 eV. Conform scalei Pauling, electronegativitatea hidrogenului este 2,20. Hidrogenul este un nemetal.

În forma sa liberă, este un gaz ușor inflamabil, fără culoare, miros sau gust.

Proprietati fizice si chimice: în condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor ușor (densitate în condiții normale 0,0899 kg/m3). Punct de topire –259,15°C, punctul de fierbere –252,7°C. Hidrogenul lichid (la punctul de fierbere) are o densitate de 70,8 kg/m 3 și este cel mai ușor lichid. Potențialul standard al electrodului H 2 /H– într-o soluție apoasă este luat egal cu 0. Hidrogenul este slab solubil în apă: la 0 ° C solubilitatea este mai mică de 0,02 cm 3 / ml, dar este foarte solubil în unele metale ( fier din burete și altele), deosebit de bune - în paladiu metalic (aproximativ 850 de volume de hidrogen într-un volum de metal). Căldura de ardere a hidrogenului este de 143,06 MJ/kg.

Există sub formă de molecule diatomice de H 2. Constanta de disociere a lui H2 în atomi la 300 K este 2,56·10–34. Energia de disociere a moleculei de H 2 în atomi este de 436 kJ/mol. Distanța internucleară în molecula de H2 este de 0,07414 nm.

Deoarece nucleul fiecărui atom de H care face parte din moleculă are propriul spin, hidrogenul molecular poate fi în două forme: sub formă de ortohidrogen (o-H 2) (ambele spini au aceeași orientare) și sub formă de parahidrogen ( p-H 2 ) (spatele au orientare diferită). În condiții normale, hidrogenul normal este un amestec de 75% o-H2 și 25% p-H2. Proprietățile fizice ale p- și o-H 2 diferă ușor unele de altele. Deci, dacă temperatura de fierbere pur o-N 2 20,45 K, atunci p-N pur 2 - 20,26 K. Transformarea o-H 2 în p-H2 este însoțită de eliberarea a 1418 J/mol de căldură.

Rezistența ridicată a legăturii chimice dintre atomi din molecula H2 (care, de exemplu, folosind metoda orbitalului molecular, poate fi explicată prin faptul că în această moleculă perechea de electroni este situată în orbitalul de legătură, iar orbitalul de antilegătură este neocupată de electroni) duce la faptul că la temperatura camerei Hidrogenul gazos este inactiv din punct de vedere chimic. Deci, fără încălzire, prin amestecare simplă, hidrogenul reacționează (exploziv) doar cu fluorul gazos (F):

H2 + F2 = 2HF + Q.

Dacă un amestec de hidrogen și clor (Cl) este iradiat cu lumină ultravioletă la temperatura camerei, se observă formarea imediată a acidului clorhidric HCl. Reacția hidrogenului cu oxigenul (O) are loc în mod exploziv dacă la amestecul acestor gaze se adaugă un catalizator, metalul paladiu (Pd) (sau platină (Pt)). Când este aprins, un amestec de hidrogen și oxigen (O) (așa-numitul gaz detonant) explodează, iar explozia poate avea loc în amestecuri în care conținutul de hidrogen variază de la 5 la 95 la sută în volum. Hidrogenul pur în aer sau în oxigen pur (O) arde în liniște, eliberând o cantitate mare de căldură:

H2 + 1/2O2 = H2O + 285,75 kJ/mol

Dacă hidrogenul interacționează cu alte nemetale și metale, este doar în anumite condiții (încălzire, presiune ridicată, prezența unui catalizator). Astfel, hidrogenul reacționează reversibil cu azotul (N) la presiune ridicată (20-30 MPa sau mai mult) și la o temperatură de 300-400°C în prezența unui catalizator - fier (Fe):

3H2 + N2 = 2NH3 + Q.

De asemenea, numai atunci când este încălzit, hidrogenul reacţionează cu sulful (S) pentru a forma hidrogen sulfurat H 2 S, cu brom (Br) pentru a forma acid bromhidric HBr, cu iodul (I) pentru a forma hidrogen iodură HI. Hidrogenul reacţionează cu cărbunele (grafitul) formând un amestec de hidrocarburi de diferite compoziţii. Hidrogenul nu interacționează direct cu borul (B), siliciul (Si), fosforul (P); compușii acestor elemente cu hidrogenul sunt obținuți indirect.

Când este încălzit, hidrogenul este capabil să reacționeze cu metale alcaline, alcalino-pământoase și magneziu (Mg) pentru a forma compuși cu o legătură ionică, care conțin hidrogen în starea de oxidare –1. Astfel, atunci când calciul este încălzit într-o atmosferă de hidrogen, se formează o hidrură asemănătoare sării cu compoziția CaH2. Hidrura polimerică de aluminiu (AlH 3)x - unul dintre cei mai puternici agenți reducători - este obținută indirect (de exemplu, folosind compuși de organoaluminiu). Cu multe metale de tranziție (de exemplu, zirconiu (Zr), hafniu (Hf) etc.), hidrogenul formează compuși cu compoziție variabilă (soluții solide).

Hidrogenul este capabil să reacționeze nu numai cu multe substanțe simple, ci și cu substanțe complexe. În primul rând, este necesar să remarcăm capacitatea hidrogenului de a reduce multe metale din oxizii lor (cum ar fi fier (Fe), nichel (Ni), plumb (Pb), wolfram (W), cupru (Cu) etc. ). Astfel, atunci când este încălzit la o temperatură de 400-450°C și peste, fierul (Fe) este redus de hidrogen din oricare dintre oxizii săi, de exemplu:

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.

Trebuie remarcat faptul că numai metalele situate în seria potențialelor standard din spatele manganului (Mn) pot fi reduse din oxizi cu hidrogen. Metalele mai active (inclusiv manganul (Mn)) nu sunt reduse la metal din oxizi.

Hidrogenul este capabil să adauge o legătură dublă sau triplă la mulți compuși organici (acestea sunt așa-numitele reacții de hidrogenare). De exemplu, în prezența unui catalizator de nichel, este posibil să se efectueze hidrogenarea etilenei C 2 H 4 și se formează etan C 2 H 6:

C2H4 + H2 = C2H6.

Metanolul este produs industrial prin reacția monoxidului de carbon (II) și hidrogenului:

2H2 + CO = CH30H.

În compușii în care un atom de hidrogen este conectat la un atom al unui element mai electronegativ E (E = F, Cl, O, N), se formează legături de hidrogen între molecule (sunt legați doi atomi de E ai aceluiași sau a două elemente diferite). între ele printr-un atom de H: E"... N... E"", cu toți cei trei atomi situați pe aceeași linie dreaptă). Astfel de legături există între moleculele de apă, amoniac, metanol etc. și plumb. la o creștere vizibilă a temperaturilor de fierbere a acestor substanțe, o creștere a căldurii de evaporare etc.

Chitanță: Hidrogenul poate fi produs în multe moduri. În industrie, gazele naturale sunt folosite pentru aceasta, precum și gazele obținute din rafinarea petrolului, cocsificarea și gazeificarea cărbunelui și a altor combustibili. Când se produce hidrogen din gaze naturale (componenta principală este metanul), acesta suferă o interacțiune catalitică cu vaporii de apă și o oxidare incompletă cu oxigenul (O):

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

Separarea hidrogenului de gazele cuptorului de cocs și gazele de rafinare a petrolului se bazează pe lichefierea lor în timpul răcirii profunde și pe îndepărtarea din amestecul de gaze care se lichefiază mai ușor decât hidrogenul. Când este disponibilă electricitate ieftină, hidrogenul este produs prin electroliza apei prin trecerea curentului prin soluții alcaline. În condiții de laborator, hidrogenul este ușor de obținut prin reacția metalelor cu acizi, de exemplu, zinc (Zn) cu acid clorhidric.

Aplicație: hidrogenul este utilizat în sinteza amoniacului NH3, acid clorhidric HCl, metanol CH 3 OH, în hidrocracarea (cracarea în atmosferă de hidrogen) a hidrocarburilor naturale, ca agent reducător în producerea anumitor metale. Prin hidrogenarea uleiurilor vegetale naturale se obtine grasime solida - margarina. Hidrogenul lichid este folosit ca combustibil pentru rachete și, de asemenea, ca lichid de răcire. La sudare se folosește un amestec de oxigen (O) și hidrogen.

La un moment dat, s-a sugerat că, în viitorul apropiat, principala sursă de producere a energiei ar fi reacția de ardere a hidrogenului, iar energia cu hidrogen va înlocui sursele tradiționale de producere a energiei (cărbune, petrol etc.). S-a presupus că ar fi posibil să se folosească electroliza apei pentru a produce hidrogen pe scară largă. Electroliza apei este un proces destul de consumator de energie, iar în prezent nu este rentabil să se producă hidrogen prin electroliză la scară industrială. Dar era de așteptat ca electroliza să se bazeze pe utilizarea căldurii la temperatură medie (500-600°C), care apare în cantități mari în timpul funcționării centralelor nucleare. Această căldură are o utilizare limitată, iar posibilitatea de a produce hidrogen cu ajutorul ei ar rezolva atât problema de mediu (când hidrogenul este ars în aer, cantitatea de substanțe dăunătoare mediului produsă este minimă), cât și problema utilizării căldurii la temperatură medie. Cu toate acestea, după dezastrul de la Cernobîl, dezvoltarea energiei nucleare a fost restrânsă peste tot, astfel încât această sursă de energie a devenit indisponibilă. Prin urmare, perspectivele pentru utilizarea pe scară largă a hidrogenului ca sursă de energie sunt încă în schimbare, cel puțin până la mijlocul secolului al XXI-lea.

Caracteristicile tratamentului : hidrogenul nu este toxic, dar atunci când îl manipulăm, trebuie să ținem cont constant de pericolul său mare de incendiu și explozie, iar pericolul de explozie al hidrogenului este crescut datorită capacității mari a gazului de a difuza chiar și prin unele materiale solide. Înainte de a începe orice operațiune de încălzire într-o atmosferă de hidrogen, trebuie să vă asigurați că aceasta este curată (la aprinderea hidrogenului într-o eprubetă întoarsă cu susul în jos, sunetul trebuie să fie tern, nu lătrat).

27 Poziția microorganismelor în sistemul lumii vii. Diversitatea microorganismelor și comunitatea lor cu alte organisme. Caracteristici esențiale ale microorganismelor: dimensiunea mică a celulei, activitate metabolică ridicată, plasticitate ridicată a metabolismului lor (adaptare rapidă la condițiile de mediu în schimbare, „pretutindeni”), capacitatea de a se reproduce rapid, diferențiere morfologică slabă, diversitatea proceselor metabolice.

Microorganisme, (microbi) este denumirea colectivă pentru un grup de organisme vii care sunt prea mici pentru a fi vizibile cu ochiul liber (dimensiunea lor caracteristică este mai mică de 0,1 mm). Microorganismele includ atât fără nucleu (procariote: bacterii, arhee) cât și eucariote: unele ciuperci, protisti, dar nu viruși, care sunt de obicei clasificate ca un grup separat. Majoritatea microorganismelor constau dintr-o singură celulă, dar există și microorganisme pluricelulare, la fel cum sunt unele macroorganisme unicelulare vizibile cu ochiul liber, de exemplu Thiomargarita namibiensis, reprezentanți ai genului Caulerpa (sunt policarioni giganți). Știința microbiologiei studiază aceste organisme.

Ubicuitatea și puterea totală a potențialului metabolic al microorganismelor determină rolul lor cel mai important în circulația substanțelor și menținerea echilibrului dinamic în biosfera Pământului.

O scurtă examinare a diverșilor reprezentanți ai microlumii, care ocupă anumite „etaje” de dimensiune, arată că, de regulă, dimensiunea obiectelor este cu siguranță legată de complexitatea lor structurală. Limita inferioară a dimensiunii unui organism unicelular cu viață liberă este determinată de spațiul necesar pentru a împacheta în interiorul celulei aparatul necesar existenței independente. Limitarea limitei superioare a dimensiunii microorganismelor este determinată, conform conceptelor moderne, de relația dintre suprafața celulei și volum. Pe măsură ce dimensiunea celulelor crește, aria suprafeței crește în pătrat și volumul crește în cub, astfel încât raportul dintre aceste cantități se deplasează către acesta din urmă.

Microorganismele trăiesc aproape peste tot unde există apă, inclusiv izvoarele termale, fundul oceanelor lumii și, de asemenea, adânc în interiorul scoarței terestre. Ele reprezintă o verigă importantă în metabolismul în ecosisteme, jucând în principal rolul de descompunetori, dar în unele ecosisteme sunt singurii producători de biomasă - producători.

Microorganismele care trăiesc în diferite medii participă la ciclul sulfului, fierului, fosforului și altor elemente, efectuează descompunerea substanțelor organice de origine animală și vegetală, precum și de origine abiogenă (metan, parafine) și asigură autopurificarea apei. în rezervoare.

Cu toate acestea, nu toate tipurile de microorganisme beneficiază oamenilor. Un număr foarte mare de specii de microorganisme sunt oportuniste sau patogene pentru oameni și animale. Unele microorganisme provoacă alterarea produselor agricole, epuizează solul cu azot, provoacă poluarea corpurilor de apă și acumularea de substanțe toxice în produsele alimentare (de exemplu, toxine microbiene).

Microorganismele se caracterizează printr-o bună adaptabilitate la acțiunea factorilor de mediu. Diverse microorganisme pot crește la temperaturi de la -6° la +50-75°. Recordul de supraviețuire la temperaturi ridicate a fost stabilit de arhee, dintre care unele culturi studiate cresc pe medii nutritive peste 110 °C, de exemplu, Methanopyrus kandleri (tulpina 116) crește la 122 °C, o temperatură record pentru toate organismele cunoscute.

În natură, habitatele la această temperatură există sub presiune în izvoare vulcanice fierbinți de pe fundul oceanelor (Black Smokers).

Se știe că microorganismele se dezvoltă la niveluri care sunt fatale pentru creaturile multicelulare. radiatii ionizante, într-o gamă largă de valori ale pH-ului, la o concentrație de 25% clorură de sodiu, în condiții de conținut variabil de oxigen până la absența completă a acestuia (microorganisme anaerobe).

În același timp, microorganismele patogene provoacă boli la oameni, animale și plante.

Cele mai larg acceptate teorii despre originea vieții pe Pământ sugerează că protomicroorganismele au fost primele organisme vii care au apărut prin procesul de evoluție.

În prezent, toate microorganismele sunt împărțite în 3 regnuri:

1. Procariotae. Acest regat include toate tipurile de bacterii, rickettsia, chlamydia, micoplasma etc. Celulele au un nucleu cu un singur cromozom. Nucleul nu este separat de citoplasma celulei. Un simplu ciclu de împărțire prin constrângere. Există o serie de organite unice, cum ar fi plasmidele și mezosomii. Nu există nicio capacitate de fotosinteză.

2. Eucariotae. Reprezentanții acestui regat sunt ciupercile și protozoarele. Celula conține un nucleu, delimitat de citoplasmă printr-o membrană, cu mai mulți cromozomi. Există o serie de organite caracteristice animalelor superioare: mitocondriile, reticulul endoplasmatic, aparatul Golgi. Unii reprezentanți ai acestui regat au cloroplaste și sunt capabili de fotosinteză. Au un ciclu de viață complex.

3. Vira. Virușii aparțin acestui regat. Trăsăturile distinctive ale virionului sunt prezența unui singur tip de acizi nucleici: ARN sau ADN, închis într-o capsidă. Este posibil ca virusul să nu aibă un înveliș exterior comun. Reproducerea virusului poate avea loc numai după încorporarea într-o altă celulă, unde are loc replicarea.

Acidul azotic (HNO2) poate exista doar sub formă de soluție sau gaz. Soluția are o nuanță albastră plăcută și este stabilă la zero grade. Faza gazoasă a acidului azotic a fost studiată mult mai bine decât. Molecula sa are o structură plată. Unghiurile de legătură formate de atomi sunt 102ᵒ și, respectiv, 111ᵒ. Atomul de azot este într-o stare de hibridizare sp2 și are o pereche de electroni care nu au legătură cu molecula în sine. Starea sa de oxidare în acidul azot este +3. Lungimea legăturii atomice nu depășește 0,143 nm. Astfel se explică punctele de topire și de fierbere ale acestui acid, care sunt de 42, respectiv 158 de grade.

Starea de oxidare a azotului dintr-un compus nu este mai mare sau mai mică. Aceasta înseamnă că acidul azot poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Când soluția sa este încălzită, se formează acid azotic (substanța sa chimică HNO3), dioxid de azot NO, un gaz otrăvitor incolor și apă. Proprietățile sale oxidante se manifestă în reacția cu acidul iodhidric (se formează apă, iod și NO).

Reacții de recuperare acidul azotic se reduc la producerea de acid azotic. La reacția cu peroxid de hidrogen, se formează o soluție apoasă de acid azotic. Interacțiunea cu acidul mangan puternic duce la eliberarea unei soluții apoase de nitrat de mangan și acid azotic.

Acid azot la intrarea în corpul uman provoacă modificări mutagene, adică. diverse mutații. Determină modificări calitative sau cantitative ale cromozomilor.

Săruri de acid azot

Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Sunt mai rezistente la temperaturi ridicate. Unele dintre ele sunt toxice. Când reacționează cu acizi tari, aceștia formează sulfați ai metalelor corespunzătoare și acid azotos, care este înlocuit de acizi mai puternici. Multe sunt folosite în producerea anumitor coloranți, precum și în medicină.

Nitritul de sodiu este utilizat în industria alimentară (aditiv E250). Este o pulbere higroscopică albă sau gălbuie care se oxidează în aer până la nitrat de sodiu. Este capabil să omoare bacteriile și să prevină procesele de oxidare. Datorită acestor proprietăți, este folosit și în medicină ca antidot pentru otrăvirea cu cianură a oamenilor sau animalelor.

Acidul azot există fie în soluție, fie în fază gazoasă. Este instabil și, atunci când este încălzit, se dezintegrează în vapori:

2HNO2”NO+NO2+H2O

Soluțiile apoase ale acestui acid se descompun atunci când sunt încălzite:

3HNO 2 „HNO 3 +H 2 O+2NO

Această reacție este reversibilă, prin urmare, deși dizolvarea NO 2 este însoțită de formarea a doi acizi: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

Practic, prin reacția NO 2 cu apa se obține HNO 3:

3NO2+H20=2HNO3+NO

În ceea ce privește proprietățile acide, acidul azot este doar puțin mai puternic decât acidul acetic. Sărurile sale se numesc nitriți și, spre deosebire de acidul însuși, sunt stabile. Din soluțiile sărurilor sale, se poate obține o soluție de HNO2 prin adăugarea de acid sulfuric:

Ba(NO2)2 +H2SO4 =2HNO2 +BaSO4 ¯

Pe baza datelor despre compușii săi, sunt sugerate două tipuri de structură a acidului azot:

care corespund nitriților și compușilor nitro. Nitriții metalelor active au o structură de tip I, iar metalele slab active au o structură de tip II. Aproape toate sărurile acestui acid sunt foarte solubile, dar nitritul de argint este cel mai dificil. Toate sărurile acidului azot sunt otrăvitoare. Pentru tehnologia chimică, KNO 2 și NaNO 2 sunt importante, care sunt necesare pentru producerea coloranților organici. Ambele săruri sunt obținute din oxizi de azot:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +H 2O sau la încălzirea nitraților lor:

KNO3 +Pb=KNO2+PbO

Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.

Dintre proprietățile chimice ale HNO2, cele oxidative sunt mai pronunțate, în timp ce el însuși este redus la NO:

Cu toate acestea, multe exemple de astfel de reacții pot fi date în cazul în care acidul azot prezintă proprietăți reducătoare:

Prezența acidului azot și a sărurilor sale într-o soluție poate fi determinată prin adăugarea unei soluții de iodură de potasiu și amidon. Ionul de nitrit oxidează anionul de iod. Această reacție necesită prezența H +, adică. apare într-un mediu acid.

Acid azotic

În condiții de laborator, acidul azotic poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra nitraților:

NaNO3 +H2SO4(k) =NaHSO4 +HNO3 Reacția are loc cu încălzire scăzută.

Obținerea acidului azotic în scara industriala realizat prin oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic:

1. Mai întâi, un amestec de amoniac și aer este trecut peste un catalizator de platină la 800°C. Amoniacul este oxidat la oxid nitric (II):

4NH3 + 5O2 =4NO+6H2O

2. La răcire, are loc oxidarea suplimentară a NO la NO 2: 2NO+O 2 = 2NO 2

3. Oxidul de azot (IV) rezultat se dizolvă în apă în prezența excesului de O2 pentru a forma HNO3: 4NO2 +2H2O+O2 =4HNO3

Produsele inițiale - amoniacul și aerul - sunt curățate temeinic de impuritățile nocive care otrăvesc catalizatorul (hidrogen sulfurat, praf, uleiuri etc.).

Acidul rezultat este diluat (40-60% acid). Acidul azotic concentrat (96-98% concentrație) se obține prin distilarea acidului diluat într-un amestec cu acid sulfuric concentrat. În acest caz, doar acidul azotic se evaporă.

Proprietăți fizice

Acidul azotic este un lichid incolor cu un miros înțepător. Foarte higroscopic, „fum” în aer, pentru că vaporii săi cu umiditatea aerului formează picături de ceață. Se amestecă cu apă în orice proporție. La -41,6°C intră în stare cristalină. Fierbe la 82,6°C.

În HNO3, valența azotului este 4, starea de oxidare este +5. Formula structurală a acidului azotic este descrisă după cum urmează:

Ambii atomi de oxigen, asociați doar cu azotul, sunt echivalenti: se află la aceeași distanță de atomul de azot și poartă fiecare jumătate din sarcina unui electron, adică. a patra parte de azot este împărțită în mod egal între doi atomi de oxigen.

Structura electronică a acidului azotic poate fi dedusă după cum urmează:

1. Un atom de hidrogen se leagă de un atom de oxigen printr-o legătură covalentă:

2. Datorită electronului nepereche, atomul de oxigen formează o legătură covalentă cu atomul de azot:

3. Doi electron nepereche se formează atomi de azot legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:

4. Al treilea atom de oxigen, atunci când este excitat, formează un liber 2p- orbital prin împerecherea electronilor. Interacțiunea unei perechi de azot singură cu un orbital liber al celui de-al treilea atom de oxigen duce la formarea unei molecule de acid azotic:

Proprietăți chimice

1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor. Aparține acizilor puternici. Se disociază în soluții apoase:

HNO 3 „Н + +NO - 3 Se descompune parțial sub influența căldurii și luminii:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 De aceea, depozitați-l într-un loc răcoros și întunecat.

2. Acidul azotic se caracterizează exclusiv prin proprietăți oxidante. Cel mai important proprietate chimică este interacțiunea cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Reducerea acidului azotic depinde de concentrația sa și de natura agentului reducător. Gradul de oxidare a azotului în produsele de reducere este în intervalul de la +4 la -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

Produșii de reducere din interacțiunea acidului azotic de diferite concentrații cu metale cu activitate diferită sunt prezentate în diagrama de mai jos.

Acidul azotic concentrat la temperaturi obișnuite nu interacționează cu aluminiul, cromul și fierul. Îi pune într-o stare pasivă. La suprafață se formează o peliculă de oxizi, care este impermeabilă la acidul concentrat.

3. Acidul azotic nu reacționează cu Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina și aurul sunt dizolvate în „vodca regia” - un amestec de 3 volume de acid clorhidric concentrat și 1 volum de acid azotic concentrat:

Au+HNO3 +3HCl= AuCl3 +NO+2H2O HCl+AuCl3 =H

3Pt+4HNO3 +12HCl=3PtCl4 +4NO+8H2O 2HCl+PtCl4 =H2

Efectul „vodcii regia” este că acidul azotic oxidează acidul clorhidric în clor liber:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 Clorul eliberat se combină cu metalele.

4. Nemetalele se oxidează cu acid azotic la acizii corespunzători, iar în funcție de concentrație se reduce la NO sau NO 2:

S+bHNO 3(conc) =H 2SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(conc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3(conc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H2O3P+5HNO3(p asb) +2H2O= 3H3PO4 +5NO

5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați și sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Sunt obținute prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor și hidroxizilor acestora. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu se numesc nitrați. Nitratul este folosit în principal ca îngrășăminte minerale cu azot. În plus, KNO 3 este utilizat pentru prepararea pudrei negre (un amestec de 75% KNO 3, 15% C și 10% S). Amonialul exploziv este fabricat din NH4NO3, pulbere de aluminiu și trinitrotoluen.

Sărurile acidului azotic se descompun atunci când sunt încălzite, iar produsele de descompunere depind de poziția metalului care formează sare în seria potențialelor standard ale electrodului:

Descompunerea la încălzire (termoliza) este o proprietate importantă a sărurilor acidului azotic.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

2Cu(NO3)2 = 2CuO+NO2+O2

Sărurile metalelor situate în seria din stânga Mg formează nitriți și oxigen, de la Mg la Cu - oxid metalic, NO 2 și oxigen, după Cu - metal liber, NO 2 și oxigen.

Aplicație

Acidul azotic este cel mai important produs al industriei chimice. Sunt cheltuite cantități mari pentru prepararea îngrășămintelor cu azot, explozivilor, coloranților, materialelor plastice, fibrelor artificiale și a altor materiale. Fumat

acidul azotic este utilizat în rachete ca oxidant de combustibil pentru rachete.

Trei dintre cei cinci oxizi de azot reacționează cu apa pentru a forma H1N0 2 azotat și acid azotic HN0 3.

Acidul azot este slab și instabil. Poate fi prezent doar în concentrații mici într-o soluție apoasă răcită. În practică, se obține prin acțiunea acidului sulfuric asupra unei soluții de sare (cel mai adesea NaN0 2) când este răcită la aproape 0°C. Când încercați să creșteți concentrația de acid azot, un lichid albastru - oxid nitric (III) - este eliberat din soluție în fundul vasului. Pe măsură ce temperatura crește, acidul azot se descompune dar reacția

Oxidul nitric (1N) reacționează cu apa, dând doi acizi (vezi mai sus). Dar ținând cont de descompunerea acidului azot, reacția totală a N 2 0 4 cu apa când este încălzită se scrie după cum urmează:

Sărurile acidului azot (nitriți) sunt destul de stabile. Nitriții de potasiu sau de sodiu pot fi obținuți prin dizolvarea oxidului de azot (1N) în alcali:

Formarea unui amestec de săruri este destul de de înțeles, deoarece la reacția cu apa, N 2 0 4 formează doi acizi. Neutralizarea cu alcali previne descompunerea acidului azot instabil și duce la o deplasare a echilibrului reacției N 2 0 4 cu apa complet spre dreapta.

Nitriții de metale alcaline se obțin și din descompunerea termică a nitraților lor:

Sărurile acidului azot sunt foarte solubile în apă. Solubilitatea unor nitriți este excepțional de mare. De exemplu, la 25°C coeficientul de solubilitate al nitritului de potasiu este 314, i.e. 314 g de sare se dizolvă în 100 g de apă. Nitriții de metale alcaline sunt stabili termic și se topesc fără descompunere.

Într-un mediu acid, nitriții acționează ca agenți oxidanți destul de puternici. De fapt, acidul azot slab rezultat prezintă proprietăți oxidante. Iodul este eliberat din soluțiile de iodură:

Iodul este detectat prin culoarea sa, iar oxidul nitric prin mirosul său caracteristic. Azotul se deplasează din CO+3 in CO +2.

Agenții oxidanți mai puternici decât acidul azot oxidează nitriții în nitrați. Într-un mediu acid, o soluție de permanganat de potasiu se decolorează atunci când se adaugă nitritul de sodiu:

Azotul se deplasează din CO+3 in CO+5. Astfel, acidul azot și nitriții prezintă dualitate redox.

Nitriții sunt otrăvitori deoarece oxidează fierul (II) din hemoglobină în fier (H1), iar hemoglobina își pierde capacitatea de a atașa și de a transporta oxigenul în sânge. Aplicație cantitate mareîngrășămintele cu azot accelerează semnificativ creșterea plantelor, dar în același timp conțin concentrații mari de nitrați și nitriți. Consumul de legume și fructe de pădure cultivate în acest fel (pepeni, pepeni) duce la otrăvire.

Acidul azotic are o mare importanță practică. Proprietățile sale combină tăria acidului (ionizare aproape completă în soluție apoasă), proprietăți puternice de oxidare și capacitatea de a transfera grupa nitro N0 2 + la alte molecule. Acidul azotic este folosit în cantități mari pentru a produce îngrășăminte. În acest caz, servește ca sursă de azot necesară plantelor. Este folosit pentru dizolvarea metalelor și obținerea de săruri foarte solubile - nitrați.

O utilizare extrem de importantă a acidului azotic este nitrarea substanțelor organice pentru a obține o varietate de produse organice care conțin grupări nitro. Printre compușii nitro organici se numără substanțe medicinale, coloranți, solvenți, explozivi. În fiecare an, producția globală de acid azotic depășește 30 de milioane de tone.

În perioada de dinaintea dezvoltării industriale a sintezei amoniacului și oxidării acestuia, acidul azotic a fost obținut din nitrați, de exemplu din nitratul chilian NaN0 3. Salpetrul a fost încălzit cu acid sulfuric concentrat:

Vaporii de acid azotic eliberați în recipientul răcit se condensează într-un lichid cu un conținut ridicat de HN03.

În prezent, acidul azotic este produs folosind diferite variante ale metodei, în care materia primă este oxidul de azot (N). După cum rezultă din luarea în considerare a proprietăților azotului, oxidul său NO poate fi obținut din azot și oxigen la temperaturi peste 2000°C. Menținerea unei temperaturi atât de ridicate necesită multă energie. Metoda a fost implementată tehnic în 1905 în Norvegia. Aerul încălzit a trecut prin zona de ardere a arcului voltaic la o temperatură de 3000-3500°C. Gazele care părăsesc dispozitivul conțineau doar 2-3% oxid de azot (N). Până în 1925, producția mondială de îngrășăminte cu azot folosind această metodă a ajuns la 42 000 de tone.La scara modernă de producție de îngrășăminte, aceasta este foarte mică. Ulterior, extinderea producției de acid azotic a urmat calea oxidării amoniacului la oxid de azot (N).

Arderea normală a amoniacului produce azot și apă. Dar când reacția este efectuată la o temperatură mai scăzută folosind un catalizator, oxidarea amoniacului se termină cu formarea NO. Apariția NO la trecerea unui amestec de amoniac și oxigen printr-o plasă de platină este cunoscută de mult timp, dar acest catalizator nu dă un randament suficient de mare de oxid. A fost posibil să se utilizeze acest proces pentru producția din fabrică abia în secolul al XX-lea, când a fost găsit un catalizator mai eficient - un aliaj de platină și rodiu. Metalul rodiu, care s-a dovedit esențial în producerea acidului azotic, este de aproximativ 10 ori mai rar decât platina. Reacția cu un catalizator Pt/Rh într-un amestec de amoniac și oxigen cu o anumită compoziție la 750°C

oferă NU randament de până la 98%. Acest proces este termodinamic mai puțin favorabil decât arderea amoniacului în azot și apă (vezi mai sus), dar catalizatorul asigură că atomii de azot rămași după ce molecula de amoniac pierde hidrogenul se combină rapid cu oxigenul, prevenind formarea moleculelor de N2.

Când un amestec care conține oxid de azot (N) și oxigen este răcit, se formează oxid de azot (N0) N0 2. Aplicați în continuare diferite variante transformarea N0 2 în acid azotic. Acidul azotic diluat se prepară prin dizolvarea NQ 2 în apă la temperatură ridicată. Reacția este dată mai sus (p. 75). Acid azotic cu fractiune in masa până la 98% se obţine prin reacţia într-un amestec de N 2 0 4 lichid cu apă în prezenţa oxigenului gazos la presiune ridicată. În aceste condiții, oxidul de azot (N) format concomitent cu acidul azotic are timp să fie oxidat de oxigen la NO2, care reacţionează imediat cu apa. Rezultă următoarea reacție totală:

Întregul lanț de reacții secvențiale de conversie a azotului atmosferic în acid azotic poate fi reprezentat după cum urmează:


Reacțiile oxidului de azot (NI) cu apă și oxigen au loc destul de lent și este practic imposibil să se realizeze conversia sa completă în acid azotic. Prin urmare, plantele producătoare de acid azotic eliberează întotdeauna oxizi de azot în atmosferă. Din coșul fabricii iese fum roșcat - „coada de vulpe”. Culoarea fumului se datorează prezenței NO 2 . Într-o zonă semnificativă din jurul unei plante mari, pădurile mor din cauza oxizilor de azot. Speciile de conifere sunt deosebit de sensibile la efectele NO 2.

Acidul azotic anhidru este un lichid incolor cu o densitate de 1,5 g/cm3, care fierbe la 83°C și se îngheață la -41,6°C într-o substanță cristalină transparentă. În aer, acidul azotic fumează ca acidul clorhidric concentrat, deoarece vaporii acidi formează picături de ceață cu vaporii de apă în aer. Prin urmare, se numește acid azotic cu conținut scăzut de apă fumat. De regulă, are o culoare galbenă, deoarece se descompune sub influența luminii pentru a forma NO 2. Acidul fumos este folosit relativ rar.

De obicei, acidul azotic este produs industrial sub formă de soluție apoasă cu o fracție de masă de 65-68%. Această soluție se numește acid azotic concentrat. Soluții cu o fracție de masă de HN0 3 mai mică de 10% - acid azotic diluat. O soluție cu o fracție de masă de 68,4% (densitate 1,41 g/cm3) este amestec azeotrop, fierbere la 122°C. Un amestec azeotrop se caracterizează prin aceeași compoziție atât a lichidului, cât și a vaporilor de deasupra acestuia. Prin urmare, distilarea unui amestec azeotrop nu duce la o modificare a compoziției acestuia. În acidul concentrat, împreună cu moleculele obișnuite de HN0 3, există molecule de acid ortonitric H 3 N0 4 ușor disociate.

Acid azotic concentrat pasivează suprafața unor metale, cum ar fi fierul, aluminiul, cromul. Când aceste metale intră în contact cu HN() concentrat 3 reactie chimica nu merge. Aceasta înseamnă că nu mai reacţionează cu acidul. Acidul azotic poate fi transportat în rezervoare de oțel.

Atât acidul azotic fumant, cât și cel concentrat sunt un agent oxidant puternic. Cărbunele mocnit se aprinde atunci când intră în contact cu acidul azotic. Picături de terebentină, care se încadrează în acidul azotic, se aprind, formând o flacără mare (Fig. 20.3). Acidul concentrat oxidează sulful și fosforul atunci când este încălzit.

Orez. 20.3.

Acidul azotic amestecat cu acid sulfuric concentrat prezintă proprietăți de bază. Din molecula HN0 3ionul hidroxid este desprins și se formează ionul de nitroil (nitroniu) NOJ:

Concentrația de echilibru a nitroniului este mică, dar un astfel de amestec nitratează substanțele organice cu participarea acestui ion. Din acest exemplu rezultă că, în funcție de natura solventului, comportamentul substanței se poate schimba radical. În apă HN0 3 prezintă proprietăți acid puternic, iar în acidul sulfuric se dovedește a fi o bază.

În soluțiile apoase diluate, acidul azotic este aproape complet ionizat.

În soluțiile concentrate de acid azotic, moleculele de HN0 3 acționează ca un agent oxidant, iar în soluțiile diluate, ionii de N0 3 acționează ca agent de oxidare, susținuți de un mediu acid. Prin urmare, în funcție de concentrația de acid și de natura metalului, azotul este redus la diferiți produse. Într-un mediu neutru, adică în sărurile acidului azotic, ionul NO 3 devine un agent oxidant slab, dar când se adaugă un acid puternic la soluțiile neutre de nitrați, aceștia din urmă acționează ca acid azotic. În funcție de puterea proprietăților oxidante într-un mediu acid, ionul NO 3 mai puternic decât H+. Acest lucru duce la următorul corolar important.

Când acidul azotic acționează asupra metalelor, în loc de hidrogen sunt eliberați diverși oxizi de azot, iar în reacțiile cu metalele active, azotul este redus la ionul NH*.

Să luăm în considerare cele mai importante exemple de reacții ale metalelor cu acidul azotic. Cuprul într-o reacție cu acid diluat reduce azotul la NO (vezi mai sus), iar într-o reacție cu acid concentrat - la NO 2:

Fierul este pasivizat cu acid azotic concentrat, iar cu acid de concentrație medie se oxidează la starea de oxidare +3:

Aluminiul reacţionează cu acidul azotic foarte diluat fără degajare de gaz, deoarece azotul este redus la CO-3, formând sare de amoniu:


Sărurile acidului azotic sau nitrații sunt cunoscute pentru toate metalele. Vechiul nume pentru unii nitrați este adesea folosit - salpetru(nitrat de sodiu, azotat de potasiu). Aceasta este singura familie de săruri în care toate sărurile sunt solubile în apă. Ionul N0 3 nu este colorat. Prin urmare, nitrații fie se dovedesc a fi săruri incolore, fie au culoarea cationului inclusă în compoziția lor. Majoritatea nitraților sunt eliberați din solutii apoase sub formă de hidrați cristalini. Nitrații anhidri sunt NH4 N0 3Și nitrați de metale alcaline, cu excepția LiN0 3*3H 2 0.

Nitrații sunt adesea utilizați pentru a efectua reacții de schimb în soluții. Nitrații de metale alcaline, de calciu și de amoniu sunt folosiți în cantități mari ca îngrășăminte. Timp de câteva secole, azotatul de potasiu a avut o importanță deosebită în afacerile militare, deoarece era o componentă a singurei compoziții explozive - praful de pușcă. A fost obținut în principal din urină de cal. Azotul conținut în urină, cu participarea bacteriilor în grămezi speciale de salpetri, s-a transformat în nitrați. Când lichidul rezultat a fost evaporat, azotat de potasiu a cristalizat mai întâi. Acest

Exemplul arată cât de limitate erau sursele de compuși cu azot înainte de dezvoltarea industrială a sintezei amoniacului.

Descompunerea termică a nitraților are loc la temperaturi sub 500°C. Când nitrații metalelor active sunt încălziți, se transformă în nitriți cu eliberarea de oxigen (vezi mai sus). Nitrații metalelor mai puțin active la descompunere termică dau oxid de metal, oxid nitric (1 U) și oxigen:

Sărurile de amoniu sunt foarte specifice. Toate se descompun ușor, unele spontan, de exemplu carbonatul de amoniu:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O + CO2 (reacția se accelerează la încălzire).
Alte săruri, de exemplu clorura de amoniu (amoniac), se sublimă atunci când sunt încălzite, adică se descompun mai întâi în amoniac și clorură sub influența încălzirii, iar când temperatura scade, clorura de amoniu se formează din nou pe părțile reci ale vasului:
Incalzi
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
răcire
Când este încălzit, azotatul de amoniu se descompune în protoxid de azot și apă. Această reacție poate avea loc exploziv:
NH4NO3 = N2O + H2O
Nitritul de amoniu NH4NO2 se descompune atunci când este încălzit pentru a forma azot și apă, așa că este folosit în laborator pentru a obține azot.
Când sărurile de amoniu sunt expuse la alcalii, se eliberează amoniac:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
eliberare de amoniac - trăsătură caracteristică pentru recunoaşterea sărurilor de amoniu. Toate sărurile de amoniu sunt compuși complecși.

Amoniacul și sărurile de amoniu sunt utilizate pe scară largă. Amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic și a sărurilor sale, precum și a sărurilor de amoniu, care servesc drept îngrășăminte cu azot bune. Astfel de îngrășăminte sunt sulfatul de amoniu (NH4)2SO4 și în special azotatul de amoniu NH4NO3 sau nitratul de amoniu, a cărui moleculă conține doi atomi de azot: unul de amoniu, celălalt nitrat. Plantele absorb mai întâi amoniacul și apoi nitrații. Această concluzie îi aparține fondatorului agrochimiei rusești, Acad. D. N. Pryanishnikov, care și-a dedicat lucrările fiziologiei plantelor și a fundamentat importanța îngrășămintelor minerale în agricultură.
Amoniacul sub formă de amoniac este folosit în medicină. Amoniacul lichid este utilizat în unitățile frigorifice. Clorura de amoniu este utilizată pentru a face celula galvanică uscată Leclanché. Un amestec de azotat de amoniu cu aluminiu și cărbune, numit amonal, este un exploziv puternic.
Carbonatul de amoniu este utilizat în industria de cofetărie ca agent de dospire.

■ 25. Pe ce proprietate se bazează carbonatul de amoniu pentru a afâna aluatul?
26. Cum se detectează ionul de amoniu în sare?
27. Cum se efectuează o serie de transformări:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Compușii oxigenați ai azotului

Formează mai mulți compuși cu oxigenul, în care prezintă diferite stări de oxidare.
Există protoxid de azot N2O sau, așa cum se numește, „gaz de râs”. Prezintă o stare de oxidare de + 1. În oxidul de azot NO, azotul prezintă o stare de oxidare de + 2, în anhidrida de azot N2O3 - + 3, în dioxidul de azot NO2 - +4, în pentoxidul de azot sau nitric
anhidridă, N2O5 - +5.
Protoxidul de azot N2O este un oxid care nu formează sare. Acesta este un gaz destul de solubil în apă, dar nu reacționează cu apa. Protoxidul de azot amestecat cu oxigen (80% N2O și 20% O2) produce un efect narcotic și este utilizat pentru așa-numita anestezie cu gaz, al cărei avantaj este că nu are un efect secundar îndelungat.
Restul azotului este foarte otrăvitor. Efectul lor toxic apare de obicei în câteva ore după inhalare. Primul ajutor constă în ingerarea unei cantități mari de lapte, inhalarea de oxigen pur și odihna victimei.

■ 28. Enumeraţi stările de oxidare posibile ale azotului şi corespunzătoare acestor stări de oxidare.
29. Ce măsuri de prim ajutor ar trebui luate pentru otrăvirea cu oxizi de azot?

Cei mai interesanți și importanți oxizi de azot sunt oxidul de azot și dioxidul de azot, pe care le vom studia.
Oxidul nitric NO se formează din azot și oxigen în timpul descărcărilor electrice puternice. Formarea oxidului de azot se observă uneori în aer în timpul unei furtuni, dar în cantități foarte mici. Oxidul nitric este un gaz incolor, inodor. Oxidul nitric este insolubil în apă, astfel încât poate fi colectat deasupra apei în cazurile în care prepararea se efectuează într-un laborator. În laborator, oxidul de azot se obține din acidul azotic moderat concentrat prin acțiunea sa asupra:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Aranjați singuri coeficienții din această ecuație.
Oxidul nitric poate fi produs în alte moduri, de exemplu într-o flacără cu arc electric:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
În producția de acid azotic, oxidul de azot este obținut prin oxidarea catalitică a amoniacului, care a fost discutată în § 68, pagina 235.
Oxidul nitric este un oxid care nu formează sare. Se oxidează ușor de oxigenul atmosferic și se transformă în dioxid de azot NO2. Dacă oxidarea este efectuată într-un vas de sticlă, oxidul de azot incolor se transformă într-un gaz maro - dioxid de azot.

■ 30. Când cuprul interacționează cu acidul azotic, se eliberează 5,6 litri de oxid azotic. Calculați cât de mult cupru a reacționat și câtă sare s-a format.

Dioxidul de azot NO2 este un gaz brun cu miros caracteristic. Este foarte solubil în apă, deoarece reacționează cu apa conform ecuației:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
În prezența oxigenului, se poate obține numai acid azotic:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Moleculele de dioxid de azot NO2 se combină destul de ușor în perechi și formează tetroxid de azot N2O4 - un lichid incolor, a cărui formulă structurală este

Acest proces are loc la frig. Când este încălzit, tetroxidul de azot se transformă înapoi în dioxid de azot.
Dioxidul de azot este un oxid acid deoarece poate reacționa cu alcalii pentru a forma sare și apă. Cu toate acestea, datorită faptului că atomii de azot din modificarea N2O4 au numere diferite legături de valență, când dioxidul de azot reacționează cu alcalii, se formează două săruri - nitrat și nitriți:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Dioxidul de azot se obține, după cum sa menționat mai sus, prin oxidarea oxidului:
2NO + O2 = 2NO2
În plus, dioxidul de azot este produs prin acțiunea acidului azotic concentrat asupra:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(conc.)
sau mai bine prin calcinarea azotatului de plumb:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

■ 31. Enumeraţi metodele de producere a dioxidului de azot, dând ecuaţii pentru reacţiile corespunzătoare.

32. Desenați o diagramă a structurii atomului de azot în starea de oxidare +4 și explicați care ar trebui să fie comportamentul acestuia în reacțiile redox.
33. 32 g dintr-un amestec de cupru și oxid de cupru au fost introduse în acid azotic concentrat. Conținutul de cupru din amestec este de 20%. Ce volum din ce gaz va fi eliberat? Câte molecule gram de sare produce aceasta?

Acid azot și nitriți

Acidul azot HNO2 este un acid foarte slab instabil. Există doar în soluții diluate (a = 6,3% într-o soluție 0,1 N). Acidul azot se descompune cu ușurință pentru a forma oxid de azot și dioxid de azot
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Starea de oxidare a azotului din acidul azot este +3. Cu acest grad de oxidare, putem presupune în mod convențional că 3 electroni au fost cedați din stratul exterior al atomului de azot și au rămas 2 electroni de valență. În acest sens, există două posibilități pentru N+3 în reacțiile redox: poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, în funcție de mediul - oxidativ sau reducător - în care intră.
Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Prin tratarea nitriților cu acid sulfuric, puteți obține acid azot:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitriții sunt săruri destul de solubile în apă. La fel ca acidul azot însuși, nitriții pot prezenta proprietăți oxidante atunci când reacționează cu agenți reducători, de exemplu:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO...

Încercați să găsiți singur produsele finale și aranjați coeficienții pe baza balanței electronice.

Deoarece eliberarea este ușor de detectat folosind amidon, această reacție poate servi ca o modalitate de a detecta chiar și cantități mici de nitriți în bând apă, a cărui prezență este nedorită din cauza toxicității. Pe de altă parte, azotul azotat poate fi oxidat la N +5 sub influența unui agent oxidant puternic.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Găsiți singuri produsele de reacție rămase, întocmește o balanță electronică și aranjează coeficienții.

■ 34. Completați ecuația.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Mn +2).
35. Enumerați proprietățile acidului azot și ale nitriților.

Acid azotic

HNO3 este un electrolit puternic. Acesta este un lichid volatil. Pur fierbe la o temperatură de 86°, nu are culoare; densitatea sa este de 1,53. Laboratoarele primesc de obicei 65% HNO3 cu o densitate de 1,40.
fumul în aer, deoarece vaporii săi, urcând în aer și combinându-se cu vaporii de apă, formează picături de ceață. Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. Are un miros înțepător și se evaporă ușor, așa că acidul azotic concentrat trebuie turnat doar sub presiune. Dacă intră în contact cu pielea, acidul azotic poate provoca arsuri grave. O arsură mică se face cunoscută ca o pată galbenă caracteristică pe piele. Arsurile severe pot provoca ulcere. Dacă acidul azotic intră în contact cu pielea, acesta trebuie spălat rapid cu multă apă și apoi neutralizat cu o soluție slabă de sifon.

Acidul azotic concentrat 96-98% intră rar în laborator și în timpul depozitării destul de ușor, mai ales în lumină, se descompune după ecuația:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Este colorat permanent în galben de dioxidul de azot. Excesul de dioxid de azot se evaporă treptat din soluție, se acumulează în soluție, iar acidul continuă să se descompună. În acest sens, concentrația de acid azotic scade treptat. La o concentrație de 65%, acidul azotic poate fi păstrat mult timp.
Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți. Reacționează cu aproape toate metalele, dar fără a elibera hidrogen. Proprietățile de oxidare pronunțate ale acidului azotic au un așa-numit efect de pasivizare asupra unor compuși (,). Acest lucru este valabil mai ales pentru acizii concentrați. Când este expus la acesta, pe suprafața metalului se formează un film de oxid insolubil în acid foarte dens, protejând metalul de expunerea ulterioară la acid. Metalul devine „pasiv”. .
Cu toate acestea, acidul azotic reacționează cu majoritatea metalelor. În toate reacțiile cu metale, azotul este redus în acid azotic și, cu cât este mai complet, cu atât acidul este mai diluat și metalul este mai activ.

Acidul concentrat este redus la dioxid de azot. Un exemplu în acest sens este reacția cu cuprul prezentată mai sus (vezi § 70). Acidul azotic diluat cu cupru este redus la oxid azotic (vezi § 70). Cele mai active, de exemplu, reduc acidul azotic diluat la protoxid de azot.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Când este foarte diluat cu metal activ, de exemplu cu zinc, reacția ajunge la formarea sării de amoniu:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

În toate schemele de reacție date, aranjați coeficienții creând singur o balanță electronică.

■ 36. De ce scade concentrația de acid azotic atunci când este depozitat în laborator, chiar și în recipiente bine închise?
37. De ce acidul azotic concentrat are o culoare maro-gălbui?
38. Scrieți ecuația pentru reacția acidului azotic diluat cu fierul. Produșii de reacție sunt nitrat de fier (III) și se eliberează un gaz brun.
39. Notează în caiet toate ecuațiile de reacție care caracterizează interacțiunea acidului azotic cu metalele. Enumerați ce metale, pe lângă nitrații metalici, se formează în aceste reacții.

Mulți pot arde în acid azotic, cum ar fi cărbunele și:
C + HNO3 → NO + CO2
P + HNO3 → NO + H3PO4

Cel liber este oxidat la acid fosforic. la fiert în acid azotic, se transformă în S+6 și din sulf liber se formează:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Completați singur ecuațiile de reacție.

Cele complexe pot arde și în acid azotic. De exemplu, terebentina și rumegușul încălzit arde în acid azotic.
De asemenea, acidul azotic se poate oxida acid clorhidric. Un amestec de trei părți de acid clorhidric și o parte de acid azotic se numește aqua regia. Acest nume este dat deoarece acest amestec oxidează și platina, care nu este afectată de niciun acizi. Reacția se desfășoară în următoarele etape: în amestecul propriu-zis, ionul de clor este oxidat într-unul liber și azotul este redus pentru a forma clorură de nitrozil:
HNO3 + 3HCl ⇄ Cl2 + 2H2O + NOCl
clorură de nitrozil acva regia
Acesta din urmă se descompune ușor în oxid nitric și este liber conform ecuației:
2NOCl = 2NO + Cl2
Metalul plasat în acva regia este ușor oxidat de clorura de nitrozil:
Au + 3NOCl = AuCl3 + 3NO
Acidul azotic poate reacționa cu nitrarea substanțe organice. În acest caz, concentrat trebuie să fie prezent. Un amestec de acizi azotic și sulfuric concentrați se numește amestec de nitrare. Folosind un astfel de amestec, nitroglicerina poate fi obținută din glicerină, nitrobenzen din benzen, nitroceluloză din fibre etc. În stare foarte diluată, acidul azotic prezintă proprietățile caracteristice acizilor.

■ 40. Dați propriile exemple de proprietăți tipice ale acizilor în raport cu acidul azotic. Scrieți ecuațiile în moleculară și. forme ionice.
41. De ce sticlele de acid azotic concentrat sunt interzise să fie transportate ambalate în așchii de lemn?
42. Când acidul azotic concentrat este testat cu fenolftaleină, fenolftaleina capătă o culoare portocalie mai degrabă decât să rămână incoloră. Ce explică asta?

Este foarte ușor să obțineți acid azotic în laborator. Se obține de obicei prin înlocuirea sărurilor sale cu acid sulfuric, de exemplu:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
În fig. 61 prezintă o instalaţie de laborator pentru producerea acidului azotic.
În industrie, amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic. Ca rezultat al oxidării amoniacului în prezența unui catalizator de platină, se formează oxid de azot:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
După cum sa menționat mai sus, oxidul de azot este ușor oxidat de oxigenul atmosferic în dioxid de azot:
2NO + O2 = 2NO2
iar dioxidul de azot, combinându-se cu apa, formează acid azotic și din nou oxid azotic conform ecuației:

3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Apoi, oxidul nitric este din nou furnizat pentru oxidare:
Prima etapă a procesului - oxidarea amoniacului în oxid de azot - se realizează într-un aparat de contact la o temperatură de 820 °. Catalizatorul este o rețea de platină cu un amestec de rodiu, care este încălzită înainte de pornirea aparatului. Deoarece reacția este exotermă, grilele sunt ulterior încălzite datorită căldurii reacției în sine. Oxidul de azot eliberat din aparatul de contact este răcit la o temperatură de aproximativ 40°, deoarece procesul de oxidare a oxidului de azot se desfășoară mai rapid la o temperatură mai scăzută. La o temperatură de 140°, dioxidul de azot rezultat se descompune din nou în oxizi de azot și oxigen.

Oxidarea oxidului de azot în dioxid se realizează în turnuri numite absorbante, de obicei sub o presiune de 8-10 atm. Ele absorb (absorb) simultan dioxidul de azot rezultat cu apă. Pentru a absorbi mai bine dioxidul de azot, soluția este răcită. Rezultatul este 50-60% acid azotic.
Concentrația acidului azotic se realizează în prezența acidului sulfuric concentrat în coloanele de distilare. formează hidrați cu apa disponibilă cu un punct de fierbere mai mare decât cel al acidului azotic, astfel că vaporii de acid azotic se eliberează destul de ușor din amestec. Prin condensarea acestor vapori se poate obtine acid azotic 98-99%. De obicei mai mult acid concentrat folosit rar.

■ 43. Notează în caiet toate ecuaţiile reacţiilor care apar la producerea acidului azotic prin metode de laborator şi industriale.
44. Cum se efectuează o serie de transformări:

45. Cât dintr-o soluție 10% se poate prepara din acid azotic obținut prin reacția a 2,02 kg de azotat de potasiu cu un exces de acid sulfuric?
46. ​​​​Să se determine molaritatea acidului azotic de 63%.
47. Cât acid azotic se poate obține dintr-o tonă de amoniac cu un randament de 70%?
48. Cilindrul a fost umplut cu oxid nitric prin deplasarea apei. Apoi, fără a-l scoate din apă, s-a pus sub el un tub de la un gazometru.
(vezi Fig. 34) și a început să sară. Descrieți ce ar trebui observat în cilindru dacă excesul de oxigen nu a fost permis. Justificați răspunsul cu ecuații de reacție.

Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.

Săruri de acid azotic

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați. Nitrații metalelor alcaline, precum și calciul și amoniul, se numesc nitrați. De exemplu, KNO3 este azotat de potasiu, NH4NO3 este azotat de amoniu. Depozitele naturale de nitrat de sodiu se găsesc în cantități uriașe în Chile, motiv pentru care această sare se numește nitrat chilian.

Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.

Sărurile acidului azotic, ca și el însuși, sunt agenţi oxidanţi puternici. De exemplu, sărurile de metale alcaline sunt separate în timpul topirii conform ecuației:

2KNO3 = 2KNO2+ O2

Datorită acestui fapt, cărbunele și alte substanțe inflamabile ard în salitrul topit (Fig. 62).
Săruri metale grele se descompun și cu eliberarea de oxigen, dar după un model diferit.
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

Orez. 63. Ciclul azotului în natură

Nitratul de potasiu este folosit pentru a face praf de pușcă negru. Pentru a face acest lucru, este amestecat cu cărbune și sulf. Nu este folosit în acest scop, deoarece este higroscopic. Când este aprinsă, pulberea neagră arde intens conform ecuației:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Nitrații de calciu și amoniu sunt îngrășăminte cu azot foarte bune. ÎN În ultima vreme s-a răspândit ca îngrășământ și azotat de potasiu.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă în producția de produse chimice farmaceutice (streptocide), coloranți organici, celuloid, film și filme fotografice. Sărurile acidului azotic sunt utilizate pe scară largă în pirotehnică.
În natură, există un ciclu de azot în care plantele, când mor, returnează azotul pe care îl primesc înapoi în sol. Animalele, hrănindu-se cu plante, returnează azotul în sol sub formă de fecale, iar după moarte, cadavrele lor putrezesc și, prin urmare, returnează în sol azotul primit de la acesta (Fig. 63). Prin recoltarea unei culturi, o persoană interferează cu acest ciclu, îl perturbă și, prin urmare, epuizează solul de azot, așa că este necesar să se aplice azot pe câmpuri sub formă de îngrășăminte minerale.

■ 49. Cum se efectuează o serie de transformări