Азотна кислота.Чиста азотна кислота HNO 3 - безбарвна рідина щільністю 1,51 г/см при - 42 °С, що застигає в прозору кристалічну масу. На повітрі вона, подібно до концентрованої соляної кислоти, «димить», так як пари її утворюють з "вологою повітря дрібні крапельки туману,

Азотна кислота не відрізняється міцністю, Вже під впливом світла вона поступово розкладається:

Що температура і що концентрованіша кислота, то швидше йде розкладання. Діоксид азоту, що виділяється, розчиняється в кислоті і надає їй бурого забарвлення.

Азотна кислота належить до найбільш сильних кислот; у розведених розчинах вона повністю розпадається на іони Н + і - NO 3 .

Окисні властивості азотної кислоти. Характерною властивістю азотної кислоти є її яскраво виражена окислювальна здатність. Азотна кислота-один

з найенергійніших окислювачів. Багато неметалів легко окислюються нею, перетворюючись на відповідні кислоти. Так, сірка при кип'ятінні з азотною кислотою поступово окислюється у сірчану кислоту, фосфор – у фосфорну. Тліючий куточок, занурений у концентровану HNO 3 яскраво розгорається.

Азотна кислота діє майже на всі метали (за винятком золота, платини, танталу, родію, іридію), перетворюючи їх на нітрати, а деякі метали-в оксиди.

Концентрована HNO 3 пасивує деякі метали. Ще Ломоносов відкрив, що залізо, що легко розчиняється в розведеній азотній кислоті, не розчиняється

в холодній концентрованій HNO 3 . Пізніше було встановлено, що аналогічну дію азотна кислота надає на хром та алюміній. Ці метали переходять під

дією концентрованої азотної кислоти у пасивний стан.

Ступінь окиснення азоту в азотній кислоті дорівнює 4-5. Виступаючи як окислювач, НNО 3 може відновлюватися до різних продуктів:

Отримання.

1. У лабораторії азотну кислоту одержують при взаємодії безводних нітратів з концентрованою сірчаною кислотою:

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

2. У промисловості одержання азотної кислоти йде у три стадії:

1. Окислення аміаку до оксиду азоту (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Окислення оксиду азоту (II) в оксид азоту (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Розчинення оксиду азоту (IV) у воді з надлишком кисню:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Хімічні властивості . Виявляє всі властивості кислот. Азотна кислота одна з найсильніших мінеральних кислот.

1. У водних розчинах вона повністю дисоційована на іони:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Реагує з оксидами металів:

MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

3. Реагує з основами:

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

4. Концентрована HNO 3 при взаємодії з найбільш активними металами Al відновлюється до N 2 О. Наприклад:

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

5. Концентрована HNO 3 при взаємодії із менш активними металами (Ni, Cu, Ag, Hg) відновлюється до NO 2 . Наприклад:

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

6. Аналогічно концентрована HNO 3 реагує з неметалами. Неметал у своїй окислюється. Наприклад:

5HNO 3 +P → HP+5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C олі азотної кислоти – нітрати при нагріванні розкладаються за схемою:

лівіше Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

правіше Су MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2

Застосування.

Азотну кислоту застосовують для отримання азотних добрив, лікарських та вибухових речовин.

    Водень. Будова атома, фізичні та хімічні властивості, отримання та застосування водню.

ВОДОРОД, H хімічний елемент з атомним номером 1, атомна маса 1,00794.

Природний водень складається із суміші двох стабільних нуклідів з масовими числами 1,007825 (99,985 % у суміші) та 2,0140 (0,015 %). Крім того, у природному водні завжди присутні нікчемні кількості радіоактивного нукліду - тритію 3 Н (період напіврозпаду Т1/2=12,43 року). Так як в ядрі атома водню міститься лише 1 протон (менше в ядрі атома елемента протонів бути не може), то іноді кажуть, що водень утворює природну нижню межу періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва (хоча сам елемент водень розташований у верхній частині таблиці). Елемент водень розташований у першому періоді таблиці Менделєєва. Його відносять і до 1 групи (групі IА лужних металів), і до 7 групи (групі VIIA галогенів).

Маси атомів у ізотопів водню різняться між собою дуже сильно (в рази). Це призводить до помітних відмінностей у їх поведінці у фізичних процесах (дистиляція, електроліз та ін) і до певних хімічних відмінностей (відмінності у поведінці ізотопів одного елемента називають ізотопними ефектами, для водню ізотопні ефекти є найбільш суттєвими). Тому на відміну від ізотопів решти елементів ізотопи водню мають спеціальні символи і назви. Водень з масовим числом 1 називають легким воднем або протиєм (лат. Protium, від грецького protos - перший), позначають символом Н, а його ядро ​​називають протоном, символ р. Водень з масовим числом 2 називають важким воднем, дейтерієм (лат Deuterium, від грецького deuteros – другий), для його позначення використовують символи 2 Н, або D (читається «де»), ядро ​​d – дейтрон. Радіоактивний ізотоп з масовим числом 3 називають надважким воднем, або тритієм (лат. Tritum, від грецького tritos - третій), символ 3 Н або Т (читається "ті"), ядро ​​t - тритон.

Конфігурація єдиного електронного нейтрального шару незбудженого атома водню 1s1. У сполуках виявляє ступеня окиснення +1 і, рідше, -1 (валентність I). Радіус нейтрального атома водню 0,0529 нм. Енергія іонізації атома 13,595 еВ, спорідненість до електрона 0,75 еВ. За шкалою Полінг електронегативність водню 2,20. Водень належить до неметалів.

У вільному вигляді – легкий горючий газ без кольору, запаху та смаку.

Фізичні та хімічні властивості: за звичайних умов водень - легкий (щільність за нормальних умов 0,0899 кг/м 3 ) безбарвний газ. Температура плавлення -259,15 ° C, температура кипіння -252,7 ° C. Рідкий водень (при температурі кипіння) має щільність 70,8 кг/м 3 і є найлегшою рідиною. Стандартний електродний потенціал Н 2 /Н– у водному розчині приймають рівним 0. Водень погано розчинний у воді: при 0°C розчинність становить менше 0,02 см 3 /мл, але добре розчинний у деяких металах (губчасте залізо та інших), особливо добре - у металевому паладії (близько 850 об'ємів водню в 1 об'ємі металу). Теплота згоряння водню дорівнює 143,06 МДж/кг.

Існує як двоатомних молекул Н 2 . Константа дисоціації Н2 на атоми при 300 К 2,56 · 10-34. Енергія дисоціації молекули Н2 на атоми 436 кДж/моль. Міжядерна відстань у молекулі Н 2 0,07414 нм.

Оскільки ядро ​​кожного атома Н, що входить до складу молекули, має свій спин, то молекулярний водень може перебувати у двох формах: у формі ортоводороду (о-Н 2) (обидва спини мають однакову орієнтацію) та у формі параводню (п-Н 2 ) (спини мають різну орієнтацію). За звичайних умов нормальний водень є сумішшю 75% про-Н 2 і 25% п-Н2. Фізичні властивості п-і про-Н2 трохи різняться між собою. Так, якщо температура кипіння чистого про-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 До. Перетворення про-Н 2 п-Н 2 супроводжується виділенням 1418 Дж/моль теплоти.

Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі Н 2 (що, наприклад, використовуючи метод молекулярних орбіталей, можна пояснити тим, що в цій молекулі електронна пара знаходиться на зв'язувальній орбіталі, а орбіталь, що розпушує, електронами не заселена) призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний водень хімічно малоактивний Так, без нагрівання при простому змішуванні водень реагує (з вибухом) тільки з газоподібним фтором (F):

H2+F2=2HF+Q.

Якщо суміш водню та хлору (Cl) при кімнатній температурі опромінити ультрафіолетовим світлом, спостерігається негайне утворення хлороводню НСl. Реакція водню з киснем (O) відбувається з вибухом, якщо суміш цих газів внести каталізатор - металевий паладій (Pd) (або платину (Pt)). При підпалюванні суміш водню та кисню (O) (так званий гримучий газ) вибухає, при цьому вибух може відбутися у сумішах, у яких вміст водню становить від 5 до 95 об'ємних відсотків. Чистий водень на повітрі або в чистому кисні (O) спокійно горить з великою кількістю теплоти:

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

З іншими неметалами та металами водень якщо і взаємодіє, то лише за певних умов (нагрівання, підвищений тиск, присутність каталізатора). Так, з азотом (N) водень оборотно реагує при підвищеному тиску (20-30 МПа і більше) та при температурі 300-400°C у присутності каталізатора - заліза (Fe):

3H2+N2=2NH3+Q.

Також тільки при нагріванні водень реагує із сіркою (S) з утворенням сірководню H 2 S, з бромом (Br) - з утворенням бромоводню НBr, з йодом (I) - з утворенням йодоводу НI. З вугіллям (графітом) водень реагує з утворенням суміші вуглеводнів різного складу. З бором (B), кремнієм (Si), фосфором (P) водень безпосередньо не взаємодіє, сполуки цих елементів з воднем отримують непрямими шляхами.

При нагріванні водень здатний вступати в реакції з лужними, лужноземельними металами та магнієм (Mg) з утворенням сполук з іонним характером зв'язку, у складі яких міститься водень у ступені окислення –1. Так, при нагріванні кальцію в атмосфері водню утворюється солеподібний гідрид складу СаН2. Полімерний гідрид алюмінію (AlH 3)x - один із найсильніших відновників - отримують непрямими шляхами (наприклад, за допомогою алюмінійорганічних сполук). З багатьма перехідними металами (наприклад, цирконієм (Zr), гафнієм (Hf) та ін) водень утворює сполуки змінного складу (тверді розчини).

Водень здатний реагувати не тільки з багатьма простими, але і складними речовинами. Насамперед, треба відзначити здатність водню відновлювати багато металів з їх оксидів (такі, як залізо (Fe), нікель (Ni), свинець (Pb), вольфрам (W), мідь (Cu) та інших.). Так, при нагріванні до температури 400-450°C і вище відбувається відновлення заліза (Fe) воднем з будь-якого оксиду, наприклад:

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

Слід зазначити, що відновити воднем з оксидів можна лише метали, які у ряді стандартних потенціалів за марганцем (Mn). Більш активні метали (у тому числі марганець (Mn)) до металу з оксидів не відновлюються.

Водень здатний приєднуватися за подвійним або потрійним зв'язком до багатьох органічних сполук (це - так звані реакції гідрування). Наприклад, у присутності нікелевого каталізатора можна здійснити гідрування етилену 2 Н 4 , причому утворюється етан 2 Н 6:

2 Н 4 + Н 2 = З 2 Н 6 .

Взаємодіям оксиду вуглецю (II) та водню в промисловості одержують метанол:

2Н 2 + СО = СН 3 ВІН.

У сполуках, у яких атом водню з'єднаний з атомом більш електронегативного елемента Е (Е = F, Cl, O, N), між молекулами утворюються водневі зв'язки (два атоми Е одного і того ж або двох різних елементів пов'язані між собою через атом Н: Е"... Н... Е"", причому всі три атоми розташовані на одній прямій). Такі зв'язки існують між молекулами води, аміаку, метанолу та ін. т.д.

Отримання: водень можна отримати багатьма способами. У промисловості для цього використовують природні гази, а також гази, що отримуються під час переробки нафти, коксування та газифікації вугілля та інших палив. При виробництві водню з природного газу (основний компонент - метан) проводять його каталітичну взаємодію з водяною парою та неповне окислення киснем (O):

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

Виділення водню з коксового газу та газів нафтопереробки засноване на їх зрідженні при глибокому охолодженні та видаленні із суміші газів, що скраплюються легше, ніж водень. За наявності дешевої електроенергії водень одержують електролізом води, пропускаючи струм через розчини лугів. У лабораторних умовах водень легко отримати взаємодією металів із кислотами, наприклад, цинку (Zn) із соляною кислотою.

Застосування: водень використовують при синтезі аміаку NH3, хлороводню HCl, метанолу СН 3 ОН, при гідрокрекінгу (крекінгу в атмосфері водню) природних вуглеводнів, як відновник при отриманні деяких металів. Гідруванням природних рослинних олій одержують твердий жир - маргарин. Рідкий водень знаходить застосування як ракетне паливо, і навіть як холодоагент. Суміш кисню (O) з воднем використовують при зварюванні.

У свій час висловлювалося припущення, що в недалекому майбутньому основним джерелом одержання енергії стане реакція горіння водню, і воднева енергетика витіснить традиційні джерела одержання енергії (вугілля, нафта та ін.). При цьому передбачалося, що для отримання водню у великих масштабах можна використовувати електроліз води. Електроліз води – досить енергоємний процес, і нині отримувати водень електролізом у промислових масштабах невигідно. Але очікувалося, що електроліз буде заснований на використанні середньотемпературної (500-600 ° C) теплоти, яка у великих кількостях виникає під час роботи атомних електростанцій. Ця теплота має обмежене застосування, і можливості отримання з її допомогою водню дозволили б вирішити як проблему екології (при згорянні водню на повітрі кількість екологічно шкідливих речовин, що утворюються, мінімально), так і проблему утилізації середньотемпературної теплоти. Однак після Чорнобильської катастрофи розвиток атомної енергетики повсюдно згортається, тому зазначене джерело енергії стає недоступним. Тому перспективи широкого використання водню як джерела енергії поки що зсуваються щонайменше до середини 21-го століття.

Особливості звернення : водень не отруйний, але при поводженні з ним потрібно постійно враховувати його високу пожежо- та вибухонебезпечність, причому вибухонебезпечність водню підвищена через високу здатність газу до дифузії навіть через деякі тверді матеріали. Перед початком будь-яких операцій з нагрівання в атмосфері водню слід переконатися в його чистоті (при підпалюванні водню в перевернутій вгору дном пробірці звук повинен бути глухим, а не гавкаючим).

27 Положення мікроорганізмів у системі живого світу. Різноманітність мікроорганізмів та їхня спільність з іншими організмами. Істотні особливості мікроорганізмів: малі розміри клітини, висока метаболічна активність, висока пластичність їх метаболізму (швидке пристосування до умов навколишнього середовища, «скрізь»), здатність до швидкого розмноження, слабке морфологічне диференціювання, різноманіття метаболічних процесів.

Мікроорганізми, (Мікро́би) - збірна назва групи живих організмів, які занадто малі для того, щоб бути видимими неозброєним оком (їх характерний розмір - менше 0,1 мм). У складі мікроорганізмів входять як без'ядерні (прокаріоти: бактерії, археї), так і еукаріоти: деякі гриби, протисти, але не віруси, які зазвичай виділяють в окрему групу. Більшість мікроорганізмів складаються з однієї клітини, але є багатоклітинні мікроорганізми, так само як і є деякі одноклітинні макроорганізми, видимі неозброєним поглядом, наприклад Thiomargarita namibiensis, представники роду Caulerpa (є гігантськими полікаріонами). Вивченням цих організмів займається мікробіологія.

Повсюдна поширеність та сумарна потужність метаболічного потенціалу мікроорганізмів визначає їх найважливішу роль у кругообігу речовин та підтримці динамічної рівноваги в біосфері Землі.

Короткий розгляд різних представників мікросвіту, які займають певні «поверхи» розмірів, показує, як правило, величина об'єктів безумовно пов'язана з їхньою структурною складністю. Нижня межа розмірів вільноживучого одноклітинного організму визначається простором, необхідним для упакування всередині клітини апарату, необхідного для незалежного існування. Обмеження верхньої межі розмірів мікроорганізмів визначається, за сучасними уявленнями, співвідношеннями між клітинною поверхнею та об'ємом. При збільшенні клітинних розмірів поверхня збільшується у квадраті, а обсяг - у кубі, тому співвідношення між цими величинами зсувається убік останнього.

Мікроорганізми живуть майже повсюдно, де є вода, включаючи гарячі джерела, дно світового океану, і навіть глибоко всередині земної кори. Вони є важливою ланкою в обміні речовин в екосистемах, переважно виконуючи роль редуцентів, але в деяких екосистемах вони – єдині виробники біомаси – продуценти.

Мікроорганізми, що мешкають у різних середовищах, беруть участь у кругообігу сірки, заліза, фосфору та інших елементів, здійснюють розкладання органічних речовин тваринного, рослинного походження, а також абіогенного походження (метан, парафіни) забезпечують самоочищення води у водоймах.

Втім, не всі види мікроорганізмів приносять людині користь. Дуже багато видів мікроорганізмів є умовно-патогенною або патогенною для людини і тварин. Деякі мікроорганізми викликають псування сільськогосподарської продукції, збіднюють ґрунт азотом, викликають забруднення водойм, накопичення у продуктах харчування отруйних речовин (наприклад, мікробних токсинів).

Мікроорганізми відрізняються гарною пристосовністю до дії факторів довкілля. Різні мікроорганізми можуть зростати при температурі від -6 ° до +50-75 °. Рекорд виживання за підвищеної температури поставили археї, деякі вивчені культури яких ростуть на живильних середовищах понад 110 °C, наприклад, Methanopyrus kandleri (штам 116) зростає при 122 °C, рекордно високої температури для всіх відомих організмів.

У природі місце існування з такою температурою існує під тиском в гарячих вулканічних джерелах на дні океанів (Чорні курці).

Відомі мікроорганізми, що процвітають при згубних для багатоклітинних істот рівнях іонізуючого випромінювання, у широкому інтервалі значень pH, при 25% концентрації хлориду натрію, в умовах різного вмісту кисню аж до повної його відсутності (Анаеробні мікроорганізми).

У той же час патогенні мікроорганізми викликають хвороби людини, тварин і рослин.

Найбільш загальновизнані теорії про походження життя на Землі припускають, що протомікроорганізми були першими живими організмами, що виникли у процесі еволюції.

В даний час всі мікроорганізми ділять на 3 царства:

1. Procariotae. До цього царства можна віднести всі види бактерій, рикетсій, хламідій, мікоплазм тощо. У клітинах є ядро ​​із однією хромосомою. Ядро не відокремлено від цитоплазми клітини. Простий цикл поділу шляхом перетяжки. Є низка унікальних органел, таких як плазміди, мезосоми. Відсутня здатність до фотосинтезу.

2. Eucariotae. Представниками даного царства є гриби та найпростіші. Клітина містить ядро, відмежоване від цитоплазми мембраною з кількома хромасомами. Є ряд органел, притаманних вищих тварин: мітохондрії, ендоплазматичну мережу, апарат Гольджи. Деякі представники цього царства мають хлоропласти та здатні до фотосинтезу. Мають складний життєвий цикл.

3. Vira. До цього царства належать віруси. Відмінними рисами віріону є наявність лише одного типу нуклеїнових кислот: РНК чи ДНК, укладеного у капсид. Загальної зовнішньої оболонки у вірусу може бути. Розмноження вірусу може відбуватися тільки після вбудовування в іншу клітину, де відбувається реплікація.

Азотна кислота (HNO2) може існувати лише у вигляді розчину або газу. Розчин має приємний блакитний відтінок і стійкий при нулі градусів. Газова фаза азотної кислоти вивчена набагато краще, ніж . Її молекула має пласку структуру. Валентні кути, утворені атомами рівні 102? і 111? відповідно. Атом азоту знаходиться в стані sp2-гібридизації і має пару непов'язаних із молекулою електронів. Його ступінь окиснення в азотистій кислоті становить +3. Довжина зв'язку атомів вбирається у 0,143 нм. Таке пояснює значення температури плавлення та кипіння цієї кислоти, які становлять 42 та 158 градусів відповідно.

Ступінь окислення азоту в поєднанні не є вищим або нижчим. Це означає, що азотиста кислота може виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. При нагріванні її розчину утворюється азотна кислота (її хімічна HNO3), діоксид азоту NO, отруйний безбарвний газ, і вода. Її окислювальні властивості виявляються реакції з йодоводородной кислотою (утворюється вода, йод і NO).

Відновлювальні реакціїазотистої кислоти зводяться до одержання азотної кислоти. При реакції з пероксидом водню утворюється водяний розчин азотної кислоти. Взаємодія з сильною марганцевою кислотою призводить до виділення водного розчину нітрату марганцю та азотної кислоти.

Азотиста кислотапри попаданні до організму людини викликає мутагенні зміни, тобто. різні мутації. Вона стає причиною якісної чи кількісної зміни хромосом.

Солі азотистої кислоти

Солі азотистої кислоти називаються нітритами. Вони стійкіші до високих температур. Деякі їх токсичні. При реакції з сильними кислотами вони утворюють сульфати відповідних металів та азотисту кислоту, яка витісняється сильнішими кислотами. Багато хто використовується у виробництві деяких барвників, а також у медицині.

Нітрит натрію використовується у харчовій промисловості (добавка E250). Це гігроскопічний порошок білого або жовтуватого кольору, який окислюється повітря до нітрату натрію. Він здатний вбивати бактерії та запобігати процесам окислення. Завдяки цим властивостям його застосовують і в медицині як протиотруту при отруєнні людей або тварин ціанідами.

Азотиста кислота існує або в розчині або в газовій фазі. Вона нестійка і при нагріванні розпадається в парах:

2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2

Водні розчини цієї кислоти при нагріванні розкладаються:

3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO

Ця реакція оборотна, тому хоча розчинення NO 2 і супроводжується утворенням двох кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3

практично взаємодією NO 2 з водою отримують HNO 3:

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

За кислотними властивостями азотиста кислота лише трохи сильніша за оцтову. Солі її називаються нітритами та на відміну від самої кислоти є стійкими. З розчинів її солей можна додаванням сірчаної кислоти отримати розчин HNO 2:

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

На основі даних про її сполуки припускають два типи структури азотистої кислоти:

яким відповідають нітрити та нітросполуки. Нітрити активних металів мають структуру І типу, а малоактивних металів - ІІ типу. Майже всі солі цієї кислоти добре розчиняються, але нітрит срібла найважче. Усі солі азотистої кислоти отруйні. Для хімічної технології важливими є KNO 2 і NaNO 2 , які необхідні для виробництва органічних барвників. Обидві солі одержують із оксидів азоту:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 Про або при нагріванні їх нітратів:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Pb необхідний для зв'язування кисню, що виділяється.

З хімічних властивостей HNO 2 сильніше виражені окислювальні, при цьому сама вона відновлюється до NO:

Однак можна навести багато прикладів таких реакцій, де азотиста кислота виявляє відновлювальні властивості:

Визначити присутність азотистої кислоти та її солей у розчині можна, якщо додати розчин іодиду калію та крохмалю. Нітрит-іон окислює аніон йоду. Ця реакція потребує присутності Н + , тобто. протікає у кислому середовищі.

Азотна кислота

В лабораторних умовах азотну кислоту можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на нітрати:

NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакція протікає при слабкому нагріванні.

Одержання азотної кислоти в промислових масштабахздійснюється каталітичним окисленням аміаку киснем повітря:

1. Спочатку суміш аміаку з повітрям пропускають над платиновим каталізатором при 800°С. Аміак окислюється до оксиду азоту (II):

4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2

2 . При охолодженні відбувається подальше окиснення NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Оксид азоту (IV), що утворюється, розчиняється у воді в присутності надлишку О 2 з утворенням HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3

Вихідні продукти - аміак і повітря - ретельно очищають від шкідливих домішок, які отруюють каталізатор (сірководень, пил, олії тощо).

Утворена кислота є розведеною (40-60%-ної). Концентровану азотну кислоту (96-98%-ну) отримують перегонкою розведеної кислоти в суміші з концентрованою сірчаною кислотою. При цьому випаровується лише азотна кислота.

Фізичні властивості

Азотна кислота – безбарвна рідина, з їдким запахом. Дуже гігроскопічна, димить на повітрі, т.к. її пари з вологою повітря утворюють краплі туману. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. При -41,6°З перетворюється на кристалічний стан. Кипить за 82,6°С.

HNO 3 валентність азоту дорівнює 4, ступінь окислення +5. Структурну формулу азотної кислоти зображують так:

Обидва атоми кисню, пов'язані тільки з азотом, рівноцінні: вони знаходяться на однаковій відстані від атома азоту і несуть кожен заряду по половинному електрона, тобто. четверта частина азоту розділена порівну між двома атомами кисню.

Електронну структуру азотної кислоти можна вивести так:

1. Атом водню зв'язується з атомом кисню ковалентним зв'язком:

2. За рахунок неспареного електрона атом кисню утворює ковалентний зв'язок з атомом азоту:

3. Два неспареного електронаатома азоту утворюють ковалентний зв'язокз другим атомом кисню:

4. Третій атом кисню, збуджуючись, утворює вільну 2р-орбіталь шляхом спарювання електронів. Взаємодія неподіленої пари азоту з вільною орбіталлю третього атома кисню призводить до утворення молекули азотної кислоти:

Хімічні властивості

1. Розведена азотна кислота виявляє всі властивості кислот. Вона відноситься до сильних кислот. У водних розчинах дисоціює:

HNO 3 «Н + +NO - 3 Під дією теплоти і світла частково розкладається:

4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Тому зберігають її у прохолодному та темному місці.

2. Для азотної кислоти характерні виключно окисні властивості. Найважливішим хімічною властивістює взаємодія майже з усіма металами. Водень при цьому ніколи не виділяється. Відновлення азотної кислоти залежить від її концентрації та природи відновника. Ступінь окислення азоту в продуктах відновлення знаходиться в інтервалі від +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

Продукти відновлення при взаємодії азотної кислоти різної концентрації з металами різної активності наведені нижче у схемі.

Концентрована азотна кислота за нормальної температури не взаємодіє з алюмінієм, хромом, залізом. Вона переводить їх у пасивний стан. На поверхні утворюється плівка оксидів, яка є непроникною для концентрованої кислоти.

3. Азотна кислота не реагує з Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина і золото розчиняються в «царській горілці» - суміші 3 об'ємів концентрованої соляної кислоти та 1 об'єму концентрованої азотної кислоти:

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

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

Дія «царської горілки» полягає в тому, що азотна кислота окислює соляну до вільного хлору.

HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 Про+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 хлор, що виділяється, з'єднується з металами.

4. Неметали окислюються азотною кислотою до відповідних кислот, а вона в залежності від концентрації відновлюється до NO або NO2:

S+бНNO 3(кінець) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2Н 2 ОР+5НNO 3(кінець) =Н 3 Р0 4 +5NO 2 +Н 2 Про I 2 +10HNO 3(кінець) =2HIO 3 +10NO 2 +4Н 2 Про 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РВ 4 +5NO

5. Вона також взаємодіє з органічними сполуками.

Солі азотної кислоти називаються нітратами, є кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Їх отримують при дії HNO 3 на метали, їх оксиди та гідроксиди. Нітрати калію, натрію, амонію та кальцію називаються селітрами. Селітри використовуються переважно як мінеральні азотні добрива. Крім того, KNO 3 застосовують для приготування чорного пороху (суміш 75% KNO 3 , 15% і 10% S). З NH 4 NO 3 порошку алюмінію і тринітротолуолу виготовляють вибухову речовину аммонал.

Солі азотної кислоти при нагріванні розкладаються, причому продукти розкладання залежать від положення солеутворювального металу в ряді стандартних електродних потенціалів:

Розкладання при нагріванні (термоліз) – важлива властивість солей азотної кислоти.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

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

Солі металів, розташованих у ряду лівіше Mg, утворюють нітрити і кисень, від Mg до Cu - оксид металу, NO 2 і кисень, після Си - вільний метал, NO 2 і кисень.

Застосування

Азотна кислота – найважливіший продукт хімічної промисловості. Великі кількості витрачаються на приготування азотних добрив, вибухових речовин, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Димна

азотна кислота застосовується в ракетної технікияк окислювач ракетного палива.

Три з п'яти оксидів азоту реагують з водою, утворюючи азотисту Н1М0 2 та азотну HN0 3 кислоти.

Азотиста кислота слабка та нестійка. Вона може бути лише в невеликій концентрації в охолодженому водному розчині. Практично її одержують дією сірчаної кислоти на розчин солі (найчастіше NaN02) при охолодженні майже до 0°С. При спробі підвищення концентрації азотистої кислоти розчину на дно судини виділяється синя рідина - оксид азоту(Ш). При підвищенні температури азотиста кислота розкладається, але реакції

Оксид азоту(1У) реагує з водою, даючи дві кислоти (див. вище). Але з урахуванням розкладання азотистої кислоти сумарна реакція N 2 0 4 з водою під час нагрівання записується так:

Солі азотистої кислоти (нітрити) досить стійкі. Нітрити калію або натрію можна отримати розчиненням оксиду азоту(1У) у лугу:

Утворення суміші солей цілком зрозуміло, оскільки реагуючи з водою, N 2 0 4 утворює дві кислоти. Нейтралізація лугом запобігає розкладанню нестійкої азотистої кислоти і призводить до зміщення рівноваги реакції N 2 0 4 з водою повністю вправо.

Нітрити лужних металів виходять також при термічному розкладанні їх нітратів:

Солі азотистої кислоти добре розчиняються у воді. Розчинність деяких нітритів винятково висока. Наприклад, при 25°З коефіцієнт розчинності нітриту калію дорівнює 314, тобто. у 100 г води розчиняється 314 г солі. Нітрити лужних металів термічно стійкі та плавляться без розкладання.

У кислому середовищі нітрити діють досить сильні окислювачі. Фактично окислювальні властивості виявляє слабка азотиста кислота, що утворюється. З розчинів йодидів виділяється йод:

Йод виявляється за фарбуванням, а оксид азоту - за характерним запахом. Азот переходить із СО+3 в СО +2.

Окислювачі сильніші, ніж азотиста кислота, окислюють нітрити до нітратів. У кислому середовищі розчин перманганату калію знебарвлюється при додаванні нітриту натрію:

Азот переходить із СО+3 в СО+5. Таким чином, азотиста кислота та нітрити виявляють окисно-відновну двоїстість.

Нітрити отруйні, оскільки вони окислюють в гемоглобіні залізо(П) до заліза(Н1) і гемоглобін втрачає здатність приєднувати та переносити кисень у крові. Застосування великої кількостіазотних добрив значно прискорює зростання рослин, але при цьому вони містять у підвищеній концентрації нітрати та нітрити. Вживання вирощених таким чином овочів та ягід (кавуни, дині) призводить до отруєнь.

Величезне практичне значення має азотна кислота. У її властивостях поєднуються сила кислоти (практично повна іонізація у водному розчині), сильні окисні властивості та здатність передавати нітрогрупу N0 2 + іншим молекулам. Азотну кислоту застосовують у великих кількостях для добрив. У цьому випадку вона є джерелом необхідного для рослин азоту. Її застосовують для розчинення металів та отримання добре розчинних солей – нітратів.

Надзвичайно важливим напрямом використання азотної кислоти є нітрування органічних речовин для отримання різноманітних органічних продуктів, що містять нітрогрупи. Серед органічних нітросполук є лікарські речовини, барвники, розчинники, вибухові речовини Щорічно світове виробництво азотної кислоти перевищує 30 млн.т.

У період до промислового освоєння синтезу аміаку та його окислення азотну кислоту отримували з нітратів, наприклад, з чилійської селітри NaN0 3 . Селітру нагрівали з концентрованою сірчаною кислотою:

Пари азотної кислоти, що виділяються, в охолоджуваному приймачі конденсуються в рідину з високим вмістом HN0 3 .

В даний час азотну кислоту одержують за різними варіантами методу, в якому вихідною речовиною є оксид азоту (П). Як випливає з розгляду властивостей азоту, його оксид NO можна отримати з кисню і азоту при температурі більше 2000°С. Підтримка такої високої температури потребує великої витрати енергії. Метод був технічно здійснений у 1905 р. у Норвегії. Нагріте повітря проходило через зону горіння вольтової дуги при температурі 3000-3500°С. Гази, що виходять з пристрою, містили всього 2-3% оксиду азоту(Н). До 1925 р. світове виробництво азотних добрив з цього способу досягло 42 000 т. За сучасними масштабами виробництва добрив - дуже мало. Надалі розширення виробництва азотної кислоти пішло шляхом окислення аміаку до оксиду азоту(І).

При звичайному горінні аміаку утворюються азот та вода. Але при проведенні реакції при нижчій температурі із застосуванням каталізатора окислення аміаку закінчується утворенням NO. Поява NO при пропусканні суміші аміаку та кисню через платинову сітку було відомо вже давно, але цей каталізатор не дає достатньо високого виходу оксиду. Використовувати цей процес для заводського виробництва вдалося лише в XX ст., коли було знайдено ефективніший каталізатор - сплав платини та родію. Метал родій, що виявився надзвичайно необхідним у виробництві азотної кислоти, приблизно в 10 разів рідкіший, ніж платина. З каталізатором Pt/Rh у суміші аміаку та кисню певного складу при 750°С реакція

дає вихід NO до 98%. Цей процес термодинамічно менш вигідний, ніж згоряння аміаку до азоту та води (див. вище), але каталізатор забезпечує швидке з'єднання атомів азоту, що залишаються після втрати водню молекулою аміаку, з киснем, запобігаючи утворенню молекул N 2 .

При охолодженні суміші, що містить оксид азоту(П) та кисень, утворюється оксид азоту(1У) N0 2 . Далі застосовуються різні варіантиперетворення N0 2 в азотну кислоту. Розведену азотну кислоту одержують розчиненням NQ 2 у воді при підвищеній температурі. Реакцію наведено вище (с. 75). Азотну кислоту з масовою часткоюдо 98% отримують реакції в суміші рідкого N 2 0 4 з водою в присутності газоподібного кисню під великим тиском. У цих умовах оксид азоту(П), що утворюється одночасно з азотною кислотою, встигає окислюватися киснем до N0 2 , який відразу ж реагує з водою. Виходить наступна сумарна реакція:

Весь ланцюжок послідовних реакцій перетворення атмосферного азоту на азотну кислоту можна так:


Реакції оксиду азоту(1У) з водою та киснем йдуть досить повільно, і практично не вдається досягти повного його перетворення на азотну кислоту. Тому на заводах, що виробляють азотну кислоту, завжди відбувається викид оксидів азоту в атмосферу. З заводської труби виходить рудуватий дим – «лисий хвіст». Забарвлення диму обумовлено присутністю N0 2 . На значному просторі довкола великого заводу від оксидів азоту гинуть ліси. Особливо чутливі до дії N02 хвойні породи дерев.

Безводна азотна кислота - безбарвна рідина з щільністю 1,5 г/см 3 кипляча при 83°С і замерзає при -41,б°С в прозору кристалічну речовину. На повітрі азотна кислота подібно до концентрованої соляної кислоти диміт, так як пари кислоти утворюють з водяною парою повітря краплі туману. Тому азотна кислота з малим вмістом води називається димної.Вона, зазвичай, має жовте забарвлення, оскільки під впливом світла розкладається з утворенням N0 2 . Димна кислота застосовується порівняно рідко.

Зазвичай азотна кислота випускається промисловістю як водного розчину з часткою 65-68%. Такий розчин називають концентрованою азотною кислотою. Розчини з масовою часткою HN0 3 менш як 10% - розбавлена ​​азотна кислота. Розчин з масовою часткою 68,4% (щільність 1,41 г/см 3) є азеотропну сумішкиплячу при 122°С. Азеотропна суміш характеризується однаковим складом як рідини, так і пари над нею. Тому перегонка азеотропної суміші не призводить до зміни її складу. У концентрованій кислоті поряд зі звичайними молекулами HN0 3 присутні малодисоціювальні молекули ортоазотної кислоти H 3 N0 4 .

Концентрована азотна кислота пасивуєповерхню деяких металів, наприклад, заліза, алюмінію, хрому. При контакті цих металів з концентрованою HN() 3 хімічна реакціяне йде. Це означає, що вони перестають реагувати із кислотою. Азотну кислоту можна транспортувати у сталевих цистернах.

Як димна, і концентрована азотна кислота є сильним окислювачем. Вугілля, що тліє, спалахує при зіткненні з азотною кислотою. Краплі скипидару, потрапляючи в азотну кислоту, займаються, утворюючи велике полум'я (рис. 20.3). Концентрована кислота окислює при нагріванні сірку та фосфор.

Мал. 20.3.

Азотна кислота у суміші з концентрованою сірчаною кислотою виявляє основні властивості. Від молекули HN0 3відщеплюється гідроксид-іон, і утворюється іон нітроїл (нітроній) NOJ:

Рівноважна концентрація нітронію невелика, але така суміш нітрує органічні речовини за участю цього іона. З даного прикладуслід, що залежно від характеру розчинника поведінка речовини може змінитися докорінно. У воді HN0 3 виявляє властивості сильної кислоти, а сірчаної кислоті виявляється основою.

У розведених водяних розчинах азотна кислота практично повністю іонізована.

У концентрованих розчинах азотної кислоти як окислювач діють молекули HN0 3 , а розведених - іони N0 3 за підтримки кислого середовища. Тому азот залежно від концентрації кислоти та природи металу відновлюється до різних продуктів. У нейтральному середовищі, тобто в солях азотної кислоти, іон N0 3 стає слабким окислювачем, але при додаванні сильної кислоти до нейтральних розчинів нітратів останні діють як азотна кислота. За силою окисних властивостей у кислому середовищі іон N0 3 сильніше, ніж Н+. Звідси випливає важливе слідство.

При дії азотної кислоти на метали замість водню виділяються різні оксиди азоту, а реакціях з активними металами азот відновлюється до іона NH*.

Розглянемо найважливіші приклади реакцій металів із азотною кислотою. Мідь реакції з розведеною кислотою відновлює азот до NO (див. вище), а реакції з концентрованою кислотою - до N0 2:

Залізо пасивується концентрованою азотною кислотою, а кислотою середньої концентрації окислюється до ступеня окиснення +3:

Алюміній реагує з сильно розведеною азотною кислотою без виділення газу, оскільки азот відновлюється до СО-3, утворюючи сіль амонію:


Солі азотної кислоти, або нітрати, відомі всім металів. Нерідко застосовується стара назва деяких нітратів. селітра(Натрієва селітра, калійна селітра). Це єдине сімейство солей, в якому всі солі розчиняються у воді. Іон N0 3 не забарвлений. Тому нітрати або виявляються безбарвними солями, або мають забарвлення катіону, що входить до їх складу. Більшість нітратів виділяються з водних розчиніву вигляді кристалогідратів. Безводними нітратами є NH 4 N0 3і нітрати лужних металів, крім LiN0 3*3H 2 0.

Нітрати часто застосовують щодо обмінних реакцій у розчинах. Нітрати лужних металів, кальцію та амонію у великих кількостях використовуються як добрива. Протягом кількох століть нітрат калію мав велике значення у військовій справі, оскільки був компонентом єдиного вибухового складу – пороху. Його отримували головним чином із сечі коней. азот, Що міститься в сечі, за участю бактерій в особливих селитрових купах переходив у нітрати. При випаровуванні рідини в першу чергу кристалізувався нітрат калію. Цей

приклад показує, наскільки були обмежені джерела отримання сполук азоту до освоєння промисловістю синтезу аміаку.

Термічне розкладання нітратів відбувається за температур нижче 500°С. При нагріванні нітратів активних металів вони перетворюються на нітрити з кисню (див. вище). Нітрати менш активних металів при термічному розкладанні дають оксид металу, оксид азоту(1 У) та кисень:

Солі амонію – дуже своєрідні. Всі вони легко розкладаються, причому деякі спонтанно, наприклад карбонат амонію:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакція прискорюється при нагріванні).
Інші солі, наприклад хлорид амонію (нашатир), виганяються при нагріванні, тобто спочатку розкладаються на аміак і хлористий під дією нагрівання, а при зниженні температури знову на холодних частинах судини утворюється хлорид амонію:
нагрівання
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охолодження
Нітрат амонію при нагріванні розкладається на закис азоту та воду. Ця реакція може відбуватися із вибухом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нітрит амонію NH4NО2 розкладається при нагріванні з утворенням азоту та води, тому ним користуються в лабораторії для одержання азоту.
При дії на солі амонію лугів виділяється аміак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Виділення аміаку - характерна ознакадля розпізнавання солей амонію. Усі солі амонію є сполуками комплексного характеру.

Аміак та солі амонію знаходять широке застосування. Аміак використовується як сировина для отримання азотної кислоти та її солей, а також солей амонію, які є хорошими азотними добривами. Таким добривом є сульфат амонію (NH4)2SO4 і особливо нітрат амонію NH4NO3 або аміачна селітра, до складу молекули якої входять два атоми азоту: один аміачний, інший нітратний. Рослини спочатку засвоюють аміачний, а потім нітратний. Цей висновок належить основоположнику російської агрохімії акад. Д. Н. Прянішникову, який присвятив свої праці фізіології рослин і обгрунтував значення мінеральних добрив у сільському господарстві.
Аміак у вигляді нашатирного спирту застосовується у медицині. Рідкий аміак використовується у холодильних установках. Хлорид амонію застосовується виготовлення сухого гальванічного елемента Лекланше. Суміш нітрату амонію з алюмінієм та вугіллям, звана амоналом, є сильною вибуховою речовиною.
Карбонат амонію застосовується в кондитерській промисловості як розпушувач тіста.

■ 25. На якій властивості карбонату амонію ґрунтується його використання для розпушування тіста?
26. Як знайти у складі солі іон амонію?
27. Як здійснити низку перетворень:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кисневі сполуки азоту

Утворює з киснем кілька сполук, у яких виявляє різні ступені окислення.
Існує закис азоту N2О, або, як його називають, «звеселяючий газ». У ній виявляє ступінь окислення + 1. В окисі азоту NO азот виявляє ступінь окислення + 2, в азотистому ангідриді N2О3 - + 3, в двоокису азоту NО2 - +4, в п'ятиокисі азоту, або азотному
ангідриді, N2О5 - +5.
Закис азоту N2О - несолетворний оксид. Це газ, який досить добре розчинний у воді, але в реакцію з водою не вступає. Закис азоту в суміші з киснем (80% N2O та 20% О2) справляє наркотизуючу дію і застосовується для так званого газового наркозу, перевага якого в тому, що він не має тривалої післядії.
Інші азоту сильно отруйні. Отруйна дія їх позначається зазвичай за кілька годин після вдихання. Перша допомога полягає у прийомі внутрішньо великої кількості молока, вдиханні чистого кисню, потерпілому повинен бути забезпечений спокій.

■ 28. Перерахуйте можливі ступені окислення азоту та , що відповідають цим ступеням окислення.
29. Які заходи першої допомоги слід вживати при отруєннях оксидами азоту?

Найбільш цікавими та важливими оксидами азоту є окис та двоокис азоту, які ми й вивчатимемо.
Окис азоту NО утворюється з азоту та кисню при сильних електричних розрядах. У повітрі під час грози іноді спостерігається утворення окису азоту, але в дуже невеликих кількостях. Окис азоту безбарвний газ, що не має запаху. У воді оксид азоту нерозчинний, тому його можна збирати над водою в тих випадках, коли отримання ведеться лабораторним способом. У лабораторії окис азоту отримують з помірно концентрованої азотної кислоти дією її на:
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
У цьому рівнянні самостійно розставте коефіцієнти.
Окис азоту можна отримати й іншими способами, наприклад, в полум'ї електричної дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
У виробництві азотної кислоти окис азоту одержують каталітичним окисленням аміаку, про яке йшлося в § 68, стор 235.
Окис азоту є несолетворним оксидом. Вона легко окислюється киснем повітря і перетворюється при цьому на двоокис азоту NO2. Якщо окислення виробляти у скляній посудині, безбарвний окис азоту перетворюється на бурий газ - двоокис азоту.

■ 30. При взаємодії міді із азотною кислотою виділилося 5,6 л окису азоту. Розрахуйте, скільки прореагувало міді та скільки утворилося солі.

Двоокис азоту NO2 - бурий газ із характерним запахом. Добре розчиняється у воді, тому що реагує з водою за рівнянням:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
У присутності кисню можна отримати лише азотну кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекули двоокису азоту NO2 досить легко з'єднуються попарно і утворюють чотирикис азоту N2O4 - безбарвну рідину, структурна формула якої

Цей процес відбувається на холоді. При нагріванні чотирикіс азоту знову переходить у двоокис.
Двоокис азоту - кислотний оксид, тому що може реагувати з лугами, утворюючи сіль та воду. Однак через те, що атоми азоту в модифікації N2O4 мають різне число валентних зв'язків, при взаємодії двоокису азоту з лугом утворюються дві солі - нітрат і нітрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Отримують двоокис азоту, як говорилося вище, окисленням окису:
2NO + О2 = 2NO2
Крім того, двоокис азоту отримують дією концентрованої азотної кислоти на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(Конц.)
або краще прожарюванням нітрату свинцю:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перерахуйте способи одержання двоокису азоту, привівши рівняння відповідних реакцій.

32. Зобразіть схему будови атома азоту в ступені окислення +4 і поясніть, якою має бути його поведінка в окисно-відновних реакціях.
33. У концентровану азотну кислоту помістили 32 г суміші міді та окису міді. Вміст міді у суміші 20%. Який обсяг якогось газу при цьому виділиться. Скільки грам молекул солі при цьому виходить?

Азотиста кислота та нітрити

Азотиста кислота HNO2 – дуже слабка нестійка кислота. Вона існує лише в розведених розчинах (а = 6,3% 0,1 н. розчині). Азотиста кислота легко розкладається з утворенням окису та двоокису азоту
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Ступінь окиснення азоту в азотистій кислоті +3. При такому ступені окислення умовно вважатимуться, що з зовнішнього шару атома азоту віддано 3 електрона і ще залишилося 2 валентних електрона. У зв'язку з цим для N+3 в окислювально-відновних реакціях існують дві можливості: він може виявляти як окислювальні, так і відновлювальні властивості залежно від того, в яке середовище-окислювальне або відновне - потрапляє.
Солі азотистої кислоти називаються нітритами. Діючи на нітрити сірчаною кислотою, можна отримати азотисту кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нітрити є солі, досить добре розчинні у воді. Як і сама азотиста кислота, нітрити можуть виявляти окисні властивості при реакції з відновниками, наприклад:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Знайти кінцеві продукти та розставити коефіцієнти на основі електронного балансу спробуйте самостійно.

Оскільки виділяється легко виявити за допомогою крохмалю, дана реакція може служити способом виявлення навіть незначних кількостей нітритів питну воду, присутність яких небажана через отруйність. З іншого боку, нітритний азот може окислюватися до N+5 під впливом сильного окислювача.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Решту продуктів реакції знайдіть самостійно, складіть електронний баланс і розставте коефіцієнти.

■ 34. Закінчіть рівняння.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Мn +2).
35. Перерахуйте властивості азотистої кислоти та нітритів.

Азотна кислота

HNO3 – сильний електроліт. Це летюча рідина. Чиста кипить при температурі 86 °, немає кольору; густина її 1,53. У лабораторії зазвичай надходить 65% HNO3 із щільністю 1,40.
димить у повітрі, оскільки її пари, піднімаючись у повітря і з'єднуючись із парами води, утворюють крапельки туману. Азотна кислота поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Вона має різкий запах, що легко випаровується, тому переливати концентровану азотну кислоту слід лише під тягою. При потраплянні на шкіру азотна кислота може спричинити сильні опіки. Невеликий опік дається взнаки характерною жовтою плямою на шкірі. Сильні опіки можуть спричинити утворення виразок. У разі потрапляння на шкіру азотної кислоти її слід швидко змити великою кількістю води, а потім нейтралізувати слабким розчином соди.

Концентрована 96-98% азотна кислота надходить до лабораторії рідко і при зберіганні досить легко, особливо на світлі розкладається за рівнянням:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Вона постійно забарвлена ​​двоокис азоту в жовтий колір. Надлишок двоокису азоту і поступово випаровуються з розчину, в розчині накопичується, а кислота продовжує розкладатися. У зв'язку з цим концентрація азотної кислоти поступово зменшується. При концентрації 65% азотна кислота може зберігатися тривалий час.
Азотна кислота є одним із найсильніших окислювачів. Вона реагує майже з усіма металами, але виділення водню. Яскраво виражені окисні властивості азотної кислоти надають на деякі ( , ) так звану пасивну дію. Це особливо притаманно концентрованої кислоти. При її вплив на поверхні металу утворюється дуже щільна не розчинна в кислотах оксидна плівка, що захищає метал від подальшого впливу кислоти. Метал стає пасивним. .
Однак із більшістю металів азотна кислота реагує. У всіх реакціях з металами в азотній кислоті відновлюється азот і тим повніше, чим розбавленіша кислота і чим активніший метал.

Концентрована кислота відновлюється до окису азоту. Прикладом цього може бути реакція з міддю, наведена вище (див. § 70). Розведена азотна кислота з міддю відновлюється до окису азоту (див. § 70). Більш активні, наприклад, відновлюють розведену азотну кислоту до закису азоту.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При дуже сильному розведенні з активним металом, наприклад з цинком, реакція доходить до утворення солі амонію:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

У всіх наведених схемах реакцій розставте коефіцієнти, склавши електронний баланс самостійно.

■ 36. Чому при зберіганні в лабораторії навіть у добре закупореному посуді концентрація азотної кислоти знижується?
37. Чому концентрована азотна кислота має жовтувато-буре забарвлення?
38. Напишіть рівняння реакції розбавленої азотної кислоти із залізом. Продуктами реакції є нітрат заліза (III) і виділяється газ бурого кольору.
39. Випишіть у зошит усі рівняння реакцій, що характеризують взаємодію азотної кислоти з металами. Перерахуйте, які , крім нітратів металів, утворюються цих реакціях.

Багато хто може горіти в азотній кислоті, наприклад вугілля та :
З + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Вільний у своїй окислюється до фосфорної кислоти. при кип'ятінні в азотній кислоті перетворюється на S+6 і з вільної сірки утворюється:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закінчіть рівняння реакцій самостійно.

Складні можуть горіти в азотній кислоті. Наприклад, в азотній кислоті горять скипидар, нагріте тирсу.
Азотна кислота може також окислювати соляну кислоту. Суміш трьох частин соляної та однієї частини азотної кислоти називається «царською горілкою». Така назва дана тому, що ця суміш окислює і платину, на які ніякі кислоти не діють. Реакція протікає за такими стадіями: у самій суміші відбувається окислення іона хлору у вільний і відновлення азоту до утворення хлористого нітрозилу:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царська горілка хлористий нітрозил
Останній легко розкладається на окис азоту та вільний за рівнянням:
2NOCl = 2NO + Сl2
Вміщене в «царську горілку» металеве легко окислюється хлористим нітрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотна кислота може вступати в реакцію нітрування з органічними речовинами. При цьому обов'язково має бути концентрована. Суміш концентрованих азотної та сірчаної кислот називається нітруючої сумішшю. За допомогою такої суміші можна отримати з гліцерину нітрогліцерин, з бензолу - нітробензол, з клітковини - нітроклітковину і т. д. У сильно розведеному стані азотна кислота виявляє характерні властивості кислот.

■ 40. Приклади типових властивостей кислот стосовно азотної кислоти наведіть самостійно. Рівняння напишіть у молекулярній та. іонної форми.
41. Чому склянки із концентрованою азотною кислотою забороняється перевозити упакованими у деревні стружки?
42. При випробуванні фенолфталеїном концентрованої азотної кислоти фенолфталеїн набуває помаранчевого забарвлення, а не залишається безбарвним. Чим це пояснюється?

Отримати азотну кислоту у лабораторії дуже легко. Зазвичай її отримують шляхом витіснення з її солей сірчаною кислотою, наприклад:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 зображено лабораторну установку для отримання азотної кислоти.
У промисловості сировиною отримання азотної кислоти служить аміак. В результаті окислення аміаку у присутності платинового каталізатора утворюється окис азоту:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Як було зазначено вище, окис азоту легко окислюється киснем повітря в двоокис азоту:
2NO + О2 = 2NO2
а двоокис азоту, з'єднуючись з водою, утворює азотну кислоту і знову окис азоту за рівнянням:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Потім окис азоту знову подається на окислення:
Перша стадія процесу - окислення аміаку в окис азоту - здійснюється контактному апараті при температурі 820°. Каталізатором служать сітки з платини з домішкою родію, які нагрівають перед запуском апарату. Так як реакція екзотермічна, надалі сітки нагріваються за рахунок тепла реакції. Оксид азоту, що вийшов з контактного апарату, охолоджують до температури близько 40°, так як процес окислення окису азоту йде швидше при більш низькій температурі. При температурі 140° двоокис азоту, що утворюється, розкладається знову на окис азоту і кисню.

Окислення окису азоту в двоокис здійснюється у вежах, званих абсорберами, зазвичай під тиском 8-10 атм. У них одночасно відбувається і поглинання (абсорбція) двоокису азоту, що утворюється водою. Для кращого поглинання двоокису азоту розчин охолоджують. Виходить 50-60% азотної кислоти.
Концентрування азотної кислоти проводять у присутності концентрованої сірчаної кислоти в ректифікаційних колонах. утворює з наявною водою гідрати з температурою кипіння вищою, ніж у азотної кислоти, тому із суміші досить легко виділяються пари азотної кислоти. При конденсації цих пар можна отримати 98-99% азотну кислоту. Зазвичай більше концентрована кислотазастосовується рідко.

■ 43. Запишіть у зошит усі рівняння реакцій, які відбуваються при отриманні азотної кислоти лабораторним та промисловим засобами.
44. Як здійснити низку перетворень:

45. Скільки 10% розчину можна приготувати з азотної кислоти, одержаної взаємодією 2,02 кг нітрату калію з надлишком сірчаної кислоти?
46. ​​Визначте молярність 63% азотної кислоти.
47. Скільки азотної кислоти можна отримати з 1 т аміаку за 70% виходу?
48. Циліндр заповнили окисом азоту шляхом витіснення води. Потім, не виймаючи з води, під нього підвели трубку від газометра.
(див. рис. 34) і почали пропускати . Опишіть, що має спостерігатися у циліндрі, якщо надлишку кисню не допускалося. Обґрунтуйте свою відповідь рівняннями реакцій.

Мал. 62. Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена ​​селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти

Солі азотної кислоти називаються нітратами. Нітрати лужних металів, а також кальцію та амонію називаються селітрами. Наприклад, KNО3 – калійна селітра, NH4NО3 – аміачна селітра. Природні поклади нітрату натрію є у величезній кількості в Чилі, у зв'язку з чим ця сіль отримала назву чилійської селітри.

Мал. 62.Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена ​​селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти, як і вона сама, є сильними окислювачами. Наприклад, солі лужних металів при плавленні виділяють за рівнянням:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Завдяки цьому вугілля та інші горючі речовини горять у розплавленій селітрі (рис. 62).
Солі важких металівтакож розкладаються із виділенням кисню, але з інший схемою.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Мал. 63. Кругообіг азоту в природі

Калійна селітра застосовується виготовлення чорного пороху. Для цього її змішують з вугіллям та сіркою. для цієї мети не використовується, тому що вона гігроскопічна. Чорний порох при підпалюванні інтенсивно згоряє за рівнянням:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нітрати кальцію та амонію – дуже хороші азотні добрива. У Останнім часомнабув поширення як добрива та нітрат калію.
Азотна кислота широко застосовується у виробництві хіміко-фармацевтичних препаратів (стрептоцид), органічних барвників, целулоїду, кіно- та фотоплівок. Солі азотної кислоти широко використовуються у піротехніці.
У природі існує кругообіг азоту, при якому рослини при відмиранні повертають назад у ґрунт отриманий з неї азот. Тварини, харчуючись рослинами, повертають азот у ґрунт у вигляді випорожнень, а після смерті їх трупи перегнивають і тим самим також повертають ґрунту отриманий від нього азот (рис.63). Знімаючи врожай, людина втручається в цей кругообіг, порушує його і тим самим збіднює ґрунт азотом, тому доводиться вносити азот на поля у вигляді мінеральних добрив.

■ 49. Як здійснити низку перетворень