Tunni tüüp: Uute teadmiste ja oskuste edasiandmise ja omandamise tund.

Eesmärgid: Korrata ja kinnistada teadmisi hapete üldistest keemilistest omadustest; uurida molekuli struktuuri lämmastikhape, lämmastikhappe füüsikalised ja spetsiifilised keemilised omadused - selle koostoime metallidega; tutvustada õpilastele puhta lämmastikhappe tootmise tööstuslikke ja laboratoorseid meetodeid.

Õppetunni tulemusena peate teadma:

1. Lämmastikhappe molekuli koostis ja struktuur; lämmastikuaatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv ja lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappe molekulis.
2. Lämmastikhappe üldised keemilised omadused: interaktsioon indikaatoritega (lakmus ja metüülapelsin), aluseliste ja amfoteersete oksiididega, alustega, nõrgemate ja lenduvate hapete sooladega.
3. Lämmastikhappe spetsiifilised keemilised omadused: selle koostoime metallidega.
4. Laboratoorsed ja tööstuslikud meetodid lämmastikhappe tootmiseks.

Peate suutma:

1. Kirjutage võrrandid keemilised reaktsioonid elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohast.
2. Koostada reaktsioonivõrrandid kontsentreeritud ja lahjendatud hapete interaktsiooni kohta metallidega elektronbilansi meetodil.

Meetodid ja metoodilised tehnikad:

1. Vestlus.
2. Õpilaste iseseisev töö lämmastikhappe ja metallide keemiliste reaktsioonide võrrandite koostamisel.
3. Laboratoorsed tööd lämmastikhappe üldiste keemiliste omaduste uurimisest;
4. Toetava kontuuri koostamine.
5. Loominguline töö: Üliõpilase aruanne lämmastikhappe saamise kohta.
6. Katsete demonstreerimine: lahjendatud ja kontsentreeritud lämmastikhappe interaktsioon vasega.
7. Näidake slaide multimeediumprojektori abil.
8. Iseseisva töö tulemuste vastastikune kontrollimine ja vastastikune hindamine.

Seadmed ja reaktiivid:

Õpilaste töölaudadel: lämmastikhappe lahused HNO 3 (20 - 25%), indikaatorid lakmus ja metüülapelsin, naatriumhüdroksiidi lahus NaOH, vask(II)sulfaadi lahus CuSO 4, raud(II)sulfaadi lahus FeSO 4, vask(II)oksiid CuO, alumiinium oksiid Al2O 3, naatriumkarbonaadi lahus Na 2 CO 3, katseklaasid, katseklaasihoidjad.
Õpetaja laual: kontsentreeritud lämmastikhape HNO 3 (60 - 65%), lahjendatud lämmastikhape HNO 3 (30%), rest katseklaasidega, vasktraat (tükid), gaasi väljalasketoru, kristallisaator veega, katseklaasi hoidik, multimeedia paigaldus (arvuti, projektor, ekraan).

Tunniplaan:
Tunniplaan kirjutatakse tahvlile ja trükitakse õpilaste töölaudadele viitemärkme koostamiseks (lisa 1)

Tundide ajal:

I Kordamine.

Õpetaja: Eelmistes tundides uurisime mõningaid lämmastikuühendeid. Pidagem neid meeles.
Õpilane: Need on ammoniaak, ammooniumisoolad, lämmastikoksiidid.
Õpetaja: Millised lämmastikoksiidid on happelised?
Õpilane: Lämmastikoksiid (III) N 2 O 3 - dilämmastikoksiidi anhüdriid ja lämmastikoksiid (V) N 2 O 5 - lämmastikoksiid, see vastab lämmastikhappele HNO3.
Õpetaja: Mis on lämmastikhappe kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis?

Õpetaja kirjutab tahvlile lämmastikhappe valemi ja palub õpilasel järjestada oksüdatsiooniastmed

Õpilane: Molekul koosneb kolmest keemilised elemendid: H, N, O – ühest vesinikuaatomist, ühest lämmastikuaatomist ja kolmest hapnikuaatomist.

II HNO 3 koostis ja struktuur

Õpetaja: Kuidas moodustub lämmastikhappe molekul?

Õpetaja näitab ettekannet lämmastikhappest (Lisa 2 - esitlus, Lisa 3 - ettekande selgitustekst)

III Füüsikalised omadused:

Õpetaja: Nüüd liigume edasi lämmastikhappe füüsikaliste omaduste uurimise juurde.

Õpilased lepivad kokku Lühike kirjeldus lämmastikhappe füüsikalised omadused.

Õpetaja näidislaual, mis näitab, mis on kontsentreeritud lämmastikhapeHNO (60–65%) on värvitu vedelik, mis suitseb õhus, terava lõhnaga. 100% kontsentreeritudHNO 3 on mõnikord kollakat värvi, sest see on muutlik ja ebastabiilne ning millal toatemperatuuril laguneb, eraldades lämmastikoksiidi (IV) või “pruun” gaas, mistõttu seda hoitakse tumedates klaaspudelites.

Õpetaja kirjutab tahvlile lämmastikhappe lagunemise keemilise reaktsiooni võrrandi:

Õpetaja: Lämmastikhape on hügroskoopne ja seguneb veega mis tahes vahekorras. Vesilahustes on see tugev elektrolüüt, kõvastub temperatuuril –41,6 0 C. Praktikas kasutatakse 65% lämmastikhapet, see ei suitse, erinevalt 100% -st - oh.

IV Keemilised omadused

Õpetaja: Liigume edasi tunni järgmise etapi juurde. Lämmastikhape on tugev elektrolüüt. Järelikult on sellel kõik hapete üldised omadused. Milliste ainetega happed reageerivad?
Õpilane: Indikaatoritega, aluseliste ja amfoteersete oksiididega, alustega, nõrgemate ja lenduvate hapete sooladega, metallidega.
Õpetaja: Siin on hapete üldised omadused.

Multimeediumi installimine on sisse lülitatud. Õpetaja näitab ettekannet hapete üldistest keemilistest omadustest (lisa 4).

Õpetaja: Viime läbi tunni eksperimentaalse etapi. Teie ülesandeks on viia läbi keemilisi reaktsioone, mis kinnitavad hapete keemilisi omadusi, kasutades näitena lämmastikhapet. Töötate 4-liikmelistes rühmades. Laudadel on juhised laborikatsete tegemiseks (lisa 5). Märkmikus peate looma molekulaarsete ja ioonsete keemiliste reaktsioonide võrrandid.

Õpetaja: Liigume edasi lämmastikhappe spetsiifiliste keemiliste omaduste juurde. Tuleb märkida, et lämmastikhape, nii lahjendatud kui ka kontsentreeritud, ei eralda metallidega suhtlemisel vesinikku, kuid võib eraldada mitmesugused ühendused lämmastik – ammoniaagist lämmastikoksiidini (IV).

Multimeediumi installimine on sisse lülitatud. Õpetaja näitab ettekannet lämmastikhappe redutseerimise võimalikest toodetest (lisa 6).

Õpetaja: Vaatame diagrammi. Kõigi töölaual on skeemid lämmastikhappe (lahjendatud ja kontsentreeritud) redutseerimiseks metallidega (lisa 7).

1. Lahjendatud lämmastikhappe reaktsioon vasega. Lämmastikoksiidi (II) kogumine vee kohal.
2. Kontsentreeritud lämmastikhappe reaktsioon vasega. Lämmastikoksiidi (IV) saamine.

Kirjutage tahvlile reaktsioonivõrrandid:

Õpetaja: Katsete põhjal saame teha järeldused:

Õpetaja: Kasutades kontsentreeritud ja lahjendatud lämmastikhappe redutseerimise skeeme metallidega, samuti õpikut lk 127, liigume edasi iseseisev töö valikute kaupa (lisa 8). Igaüks teeb oma versiooni. Teile pakutakse kaarte - ülesandeid. Tööaeg on 5-7 minutit.

Multimeediumi installimine on sisse lülitatud. Õpetaja näitab õiged valikud vastused (lisa 9). Õpilased kontrollivad, kas ülesanne on õigesti täidetud.

V Lämmastikhappe HNO 3 valmistamine

Õpilane:(sõnum) Laboris valmistatakse lämmastikhapet kaalium- või naatriumnitraadi reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega koos kuumutamisega või ilma:

Tööstuses toodetakse lämmastikhapet õhulämmastikust sünteesitud ammoniaagi katalüütilise oksüdeerimise teel:

Õpilane näitab lämmastikhappe tootmise skeemi (lisa 10), õpilased kirjutavad vihikusse reaktsioonivõrrandid.

VI Järeldus

Õpetaja: Tänases tunnis õppisime tundma lämmastikhappe koostist ja struktuuri. Kordasime ja kinnistasime hapete üldisi omadusi lämmastikhappe näitel, kinnistasime teadmisi TED-i teooriast, aatomistruktuuri ja keemilise sideme teooriast. Uurisime lämmastikhappe spetsiifilisi omadusi, nimelt selle koostoimet metallidega. Õppisime tundma lämmastikhappe tootmise meetodeid.

D/z:§ 33, va. 4 õpiku lk 128;
ülesandeid: 4 – 35, 4 – 41 probleemiraamatut;
õppida märkmeid.

Bibliograafia

1. Kuznetsova N.E., Titova I.M., Gara N.N., Zhegin A.Yu. Keemia: õpik 9. klassile õppeasutused. – M.: Ventana – Graf, 2004.
2. Entsüklopeedia lastele. Keemia. – M.: Avanta, 2000.
3. Maksimenko O.O. Keemia. Juhend ülikoolidesse kandideerijatele. – M.: Eksmo, 2003.
4. Polosin V.S., Prokopenko V.G. Keemia õpetamise meetodite töötuba. Õpetus. – M.: Haridus, 1989.
5. Martynenko B.V. Keemia: happed ja alused. – M.: Haridus, 2000.

Lämmastikhape on üks peamisi lämmastikuühendeid. Keemiline valem– HNO3. Millised füüsikalised ja keemilised omadused sellel ainel on?

Füüsikalised omadused

Puhas lämmastikhape on värvitu ja sisaldab terav lõhn, ja õhus on sellel "suitsetamise" omadus. Molaarmass on 63 g/mol. Temperatuuril -42 kraadi muutub tahkeks agregatsiooni olek ja muutub lumivalgeks massiks. Veevaba lämmastikhape keeb 86 kraadi juures. Veega segamisel moodustuvad lahused, mis erinevad üksteisest kontsentratsiooni poolest.

See aine on ühealuseline, see tähendab, et sellel on alati üks karboksüülrühm. Tugevate oksüdeerivate ainete hulgas on lämmastikhape üks tugevamaid. See reageerib lämmastiku redutseerimise tõttu paljude metallide ja mittemetallidega, orgaaniliste ühenditega

Nitraadid on lämmastikhappe soolad. Kõige sagedamini kasutatakse neid väetisena põllumajandus

Keemilised omadused

Lämmastikhappe elektrooniline ja struktuurne valem on kujutatud järgmiselt:

Riis. 1. Lämmastikhappe elektrooniline valem.

Kontsentreeritud lämmastikhape puutub kokku valgusega ja on selle mõjul võimeline lagunema lämmastikoksiidideks. Oksiidid omakorda interakteeruvad happega, lahustuvad selles ja annavad vedelikule kollaka varjundi:

4HNO3 = 4NO2 +O2 +2H2O

Aine tuleb hoida jahedas ja pime koht. Selle temperatuuri ja kontsentratsiooni tõustes toimub lagunemisprotsess palju kiiremini. Lämmastikhappe molekulis oleva lämmastiku valents on alati IV, oksüdatsiooniaste +5 ja koordinatsiooniarv 3.

Kuna lämmastikhape on väga tugev hape, laguneb see lahustes täielikult ioonideks. See reageerib aluseliste oksiididega, alustega ning nõrgemate ja lenduvate hapete sooladega.

Riis. 2. Lämmastikhape.

See ühealuseline hape on tugev oksüdeerija. Lämmastikhape ründab paljusid metalle. Sõltuvalt kontsentratsioonist, metalli aktiivsusest ja reaktsioonitingimustest võib seda vähendada samaaegse lämmastikhappe soola (nitraadi) moodustumisega ühenditeks.

Kui lämmastikhape reageerib madala aktiivsusega metallidega, moodustub NO 2:

Cu+4HNO3 (konts.)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O

Lahjendatud lämmastikhape vähendatakse sellises olukorras NO-ks:

3Cu+8HNO3 (lahjendatud)=3Сu(NO3)2 +2NO+4H2O

Kui aktiivsemad metallid reageerivad lahjendatud lämmastikhappega, eraldub NO 2:

4Mg+10HNO3 (lahjendatud)=4Mg(NO3)2+N2O+5H2O

Väga lahjendatud lämmastikhape redutseeritakse aktiivsete metallidega suhtlemisel ammooniumisooladeks:

4Zn+10HNO3 (väga lahjendatud)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti on kontsentreeritud lämmastikhappes stabiilsed. See "passiveerib" metallid Al, Fe, Cr, kuna metallide pinnale tekivad oksiidkiled.

Segu, mis moodustub ühest mahust kontsentreeritud lämmastik- ja kolmest mahuosast kontsentreeritud vesinikkloriidhappest, nimetatakse "aqua regiaks".

Riis. 3. Kuninglik viin.

Mittemetallid oksüdeeritakse lämmastikhappega vastavateks hapeteks ja lämmastikhape redutseeritakse olenevalt kontsentratsioonist NO-ks või NO2-ks:

C + 4HNO 3 (konts.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

S+6HNO3 (konts.)=H2SO4+6NO2+2H2O

Lämmastikhape on võimeline oksüdeerima mõningaid katioone ja anioone, aga ka anorgaanilisi kovalentseid ühendeid, näiteks vesiniksulfiidi.

3H2S+8HNO3 (lahjendatud)= 3H2SO4+8NO+4H2O

Lämmastikhape interakteerub paljude orgaaniliste ainetega ja üks või mitu vesinikuaatomit orgaanilise aine molekulis asendatakse nitrorühmadega - NO 2. Seda protsessi nimetatakse nitreerimiseks.

Lämmastikhape

HNO3

Eksperimentaalselt on tõestatud, et lämmastikhappe molekulis kahe hapnikuaatomi ja lämmastikuaatomi vahel on kaks keemilised sidemed absoluutselt identsed – poolteist võlakirja. Lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5 ja valents on IV.

Füüsikalised omadused

Lämmastikhape HNO3 puhtal kujul - terava lämmatava lõhnaga värvitu vedelik, vees piiritult lahustuv; t°pl = -41 °C; t° keemistemperatuur = 82,6°С, r = 1,52 g/cm3 . IN väikesed kogused see tekib äikeselahenduse ajal ja esineb vihmavees.

N2 +O2 välk elektrilahendused→ 2NO2NO+O2 → 2 EI2

Valguse mõjul lämmastikhape laguneb osaliselt, vabastades NO2 ja tänu sellele omandab see helepruuni värvi:

4HNO3 valgus → 4NO2 (pruun gaas) + 2H2 O +KOHTA2

Kõrge kontsentratsiooniga lämmastikhape eraldab õhku gaase, mis kinnises pudelis tuvastatakse pruunide aurudena (lämmastikoksiidid). Need gaasid on väga mürgised, seega peate olema ettevaatlik, et mitte neid sisse hingata. Lämmastikhape oksüdeerib paljusid orgaanilisi aineid. Paber ja kangad hävivad neid materjale moodustavate ainete oksüdatsiooni tõttu. Kontsentreeritud lämmastikhape põhjustab pikaajalisel kokkupuutel tõsiseid põletushaavu ja lühikese kokkupuute korral naha kollasust mitme päeva jooksul. Naha kollasus näitab valgu hävimist ja väävli vabanemist (kvalitatiivne reaktsioon kontsentreeritud lämmastikhappele - kollane värvus vabanemise tõttu elementaarne väävel kui hape mõjutab valku – ksantoproteiini reaktsioon). See tähendab, et see on nahapõletus. Põletuste vältimiseks peaksite kummikindaid kandes töötama kontsentreeritud lämmastikhappega.

Kviitung

1. Laboratoorsed meetodid KNO3 +H2 NII4 (konts.) → KHSO4 +HNO3 (kuumutamisel)2. Tööstuslik meetod See viiakse läbi kolmes etapis: a) Ammoniaagi oksüdeerimine plaatina katalüsaatoril NO-ks 4NH3 +5O2 → 4NO + 6H2 O (tingimused: katalüsaator – Pt, t = 500˚С)b) NO oksüdeerimine NO-ks atmosfäärihapniku toimel2 2NO+O2 → 2 EI2 c) EI OLE imendumist2 vett liigse hapniku juuresolekul4EI2 + O2 + 2H2 O ↔ 4HNO3

Keemilised omadused

1. Väga tugev hape. Dissotsieerub peaaegu täielikult vesilahuses:

HNO 3 = H+ + NO 3 -

Reageerib:

2. aluseliste oksiididega

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

CuO + 2H + +2 EI 3 - = Cu 2+ +2 EI 3 - +H 2 O

või CuO + 2H + = Cu 2+ +H 2 O

3. põhjendusega

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 +H 2 O

H + + EI 3 - +Na + +OH - = Na + + EI 3 - +H 2 O

või H + +OH - =H 2 O

4. tõrjub välja nõrgad happed nende sooladest


2HNO 3 +Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 +H 2 O+CO 2

2H + +2 EI 3 - + 2Na + + CO 3 2- = 2Na + +2 EI 3 - +H 2 O+CO 2

2H + + CO 3 2- =H 2 O+CO 2

Lämmastikhappe spetsiifilised omadused

Tugev oksüdeeriv aine

1. Laguneb valguse ja kuumuse mõjul

t°
4HNO 3 = 2H 2 O+4NO 2 +O 2

Lämmastik- ja lämmastikhapped ning nende soolad

Lämmastikhape esineb kas lahuses või gaasifaasis. See on ebastabiilne ja laguneb kuumutamisel aurudeks:

2HNO 2 “NO+NO 2 +H2O

Selle happe vesilahused lagunevad kuumutamisel:

3HNO 2 “HNO 3 +H 2 O+2NO

See reaktsioon on seega pöörduv, kuigi NO 2 lahustumisega kaasneb kahe happe moodustumine: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

Praktiliselt saadakse NO 2 reageerimisel veega HNO 3:

3NO2 +H20=2HNO3 +NO

Happeliste omaduste poolest on lämmastikhape vaid veidi tugevam kui äädikhape. Selle sooli nimetatakse nitrititeks ja erinevalt happest endast on need stabiilsed. Selle soolade lahustest saab väävelhappe lisamisega HNO 2 lahuse:

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

Selle ühendite andmete põhjal soovitatakse lämmastikhappe kahte tüüpi struktuuri:

mis vastavad nitrititele ja nitroühenditele. Aktiivsete metallide nitrititel on I tüüpi struktuur ja madala aktiivsusega metallidel II tüüpi struktuur. Peaaegu kõik selle happe soolad lahustuvad hästi, kuid hõbenitrit on kõige raskem. Kõik lämmastikhappe soolad on mürgised. Keemiatehnoloogia jaoks on olulised KNO 2 ja NaNO 2, mis on vajalikud orgaaniliste värvainete tootmiseks. Mõlemad soolad saadakse lämmastikoksiididest:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +H 2 O või nende nitraatide kuumutamisel:

KNO3 +Pb=KNO2 +PbO

Pb on vajalik vabanenud hapniku sidumiseks.

HNO 2 keemilistest omadustest on oksüdatiivsed omadused rohkem väljendunud, samas kui see ise on taandatud NO-ks:

Siiski võib tuua palju näiteid sellistest reaktsioonidest, kus lämmastikhappel on redutseerivad omadused:

Lämmastikhappe ja selle soolade olemasolu lahuses saab määrata kaaliumjodiidi ja tärklise lahuse lisamisega. Nitritioon oksüdeerib joodianiooni. See reaktsioon eeldab H + olemasolu, st. esineb happelises keskkonnas.

Lämmastikhape

Laboritingimustes võib lämmastikhapet saada kontsentreeritud väävelhappe toimel nitraatidele:

NaNO 3 +H 2 SO 4(k) =NaHSO 4 +HNO 3 Reaktsioon toimub madalal kuumutamisel.

Lämmastikhappe saamine sisse tööstuslikus mastaabis viiakse läbi ammoniaagi katalüütilise oksüdeerimise teel atmosfäärihapnikuga:

1. Esiteks juhitakse ammoniaagi ja õhu segu temperatuuril 800 °C üle plaatina katalüsaatori. Ammoniaak oksüdeeritakse lämmastikoksiidiks (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2. Jahtumisel toimub NO edasine oksüdatsioon NO 2-ks: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Saadud lämmastikoksiid (IV) lahustub vees liigse O 2 juuresolekul, moodustades HNO 3: 4NO 2 +2H 2 O+O 2 = 4HNO 3

Lähteained - ammoniaak ja õhk - puhastatakse põhjalikult katalüsaatorit mürgitavatest kahjulikest lisanditest (vesiniksulfiid, tolm, õlid jne).

Saadud hape on lahjendatud (40-60% hape). Kontsentreeritud lämmastikhape (96-98% kangusega) saadakse lahjendatud happe destilleerimisel segus kontsentreeritud väävelhappega. Sel juhul aurustub ainult lämmastikhape.

Füüsikalised omadused

Lämmastikhape on terava lõhnaga värvitu vedelik. Väga hügroskoopne, "suitsu" õhus, sest selle aurud koos õhuniiskusega moodustavad udupiisku. Seguneb veega mis tahes vahekorras. -41,6 °C juures läheb see kristalliliseks olekuks. Keeb 82,6°C juures.

HNO 3-s on lämmastiku valents 4, oksüdatsiooniaste on +5. Lämmastikhappe struktuurvalem on kujutatud järgmiselt:

Mõlemad hapnikuaatomid, mis on seotud ainult lämmastikuga, on samaväärsed: nad on lämmastikuaatomist samal kaugusel ja kumbki kannavad poolt elektroni laengust, s.t. neljas osa lämmastikust jaguneb võrdselt kahe hapnikuaatomi vahel.

Lämmastikhappe elektroonilise struktuuri saab tuletada järgmiselt:

1. Vesinikuaatom seostub hapnikuaatomiga kovalentse sideme kaudu:

2. Paaritu elektroni tõttu moodustab hapnikuaatom lämmastikuaatomiga kovalentse sideme:

3. Lämmastikuaatomi kaks paaritut elektroni moodustavad kovalentse sideme teise hapnikuaatomiga:

4. Kolmas hapnikuaatom moodustab ergastamisel vaba 2p- orbitaal elektronide sidumise teel. Üksildase lämmastikupaari koostoime kolmanda hapnikuaatomi vaba orbitaaliga viib lämmastikhappemolekuli moodustumiseni:

Keemilised omadused

1. Lahjendatud lämmastikhappel on kõik hapete omadused. See kuulub tugevate hapete hulka. Dissotsieerub vesilahustes:

HNO 3 “Н + +NO - 3 Laguneb osaliselt kuumuse ja valguse mõjul:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 Seetõttu hoidke seda jahedas ja pimedas kohas.

2. Lämmastikhapet iseloomustavad eranditult oksüdeerivad omadused. Kõige olulisem keemiline omadus on selle koostoime peaaegu kõigi metallidega. Vesinik ei eraldu kunagi. Lämmastikhappe redutseerimine sõltub selle kontsentratsioonist ja redutseeriva aine olemusest. Lämmastiku oksüdatsiooniaste redutseerimisproduktides on vahemikus +4 kuni -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

Lämmastikhappe reaktsiooni redutseerimisproduktid erinevad kontsentratsioonid erineva aktiivsusega metallidega on toodud alloleval diagrammil.

Kontsentreeritud lämmastikhape tavatemperatuuril ei suhtle alumiiniumi, kroomi ja rauaga. See paneb nad passiivsesse olekusse. Pinnale tekib oksiidide kile, mis ei lase läbi kontsentreeritud hapet.

3. Lämmastikhape ei reageeri Pt, Rh, Ir, Ta, Au-ga. Plaatina ja kuld lahustatakse "regia viinas" - 3 mahuosa kontsentreeritud vesinikkloriidhappe ja 1 mahuosa kontsentreeritud lämmastikhappe segus:

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

3Pt+4HNO3+12HCl=3PtCl4+4NO+8H2O2HCl+PtCl4=H2

"Regia vodka" toime seisneb selles, et lämmastikhape oksüdeerib vesinikkloriidhappe vabaks klooriks:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 Vabanenud kloor ühineb metallidega.

4. Mittemetallid oksüdeeritakse lämmastikhappega vastavateks hapeteks ja taandatakse olenevalt kontsentratsioonist NO-ks või NO 2-ks:

S+bHNO3 (konts.) =H2SO4 +6NO2 +2H2OP+5HNO3(konts.) =H3PO4 +5NO2 +H2O I2 +10HNO3(konts.) =2HIO3 +10NO2 +4H2O3P+5HNO3(p asb) +2H2O=3H3PO4 +5NO

5. Samuti suhtleb see orgaaniliste ühenditega.

Lämmastikhappe sooli nimetatakse nitraatideks ja need on vees hästi lahustuvad kristalsed ained. Need saadakse HNO 3 toimel metallidele, nende oksiididele ja hüdroksiididele. Kaalium-, naatrium-, ammoonium- ja kaltsiumnitraate nimetatakse nitraatideks. Nitraati kasutatakse peamiselt mineraalsete lämmastikväetisena. Lisaks kasutatakse KNO 3 musta pulbri (75% KNO 3, 15% C ja 10% S segu) valmistamiseks. Plahvatusohtlik ammonaal on valmistatud NH 4 NO 3-st, alumiiniumipulbrist ja trinitrotolueenist.

Lämmastikhappe soolad lagunevad kuumutamisel ja lagunemissaadused sõltuvad soola moodustava metalli asendist elektroodi standardpotentsiaalide reas:

Lagunemine kuumutamisel (termolüüs) on lämmastikhappe soolade oluline omadus.

2KNO3 =2KNO2+O2

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

Mg-st vasakul asuvate metallide soolad moodustavad nitriteid ja hapnikku, Mg-st Cu-ni - metallioksiid, NO 2 ja hapnik, pärast Cu - vaba metall, NO 2 ja hapnik.

Rakendus

Lämmastikhape on keemiatööstuse kõige olulisem toode. Suured hulgad kulunud söögitegemisele lämmastikväetised, lõhkeained, värvained, plastid, tehiskiud ja muud materjalid. Suitsetamine

Lämmastikhapet kasutatakse raketitehnoloogias raketikütuse oksüdeerijana.

Lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhappe eriomadused.

Lämmastikhape- HNO3, hapnikku sisaldav ühealuseline tugev hape. Tahke lämmastikhape moodustab kaks monokliinilise ja ortorombilise võrega kristallmodifikatsiooni. Lämmastikhape seguneb veega mis tahes vahekorras. Vesilahustes dissotsieerub see peaaegu täielikult ioonideks. Moodustab aseotroopse segu veega kontsentratsiooniga 68,4% ja keemistemperatuuriga 120 °C 1 atm juures. Tuntud on kaks tahket hüdraati: monohüdraat (HNO3 H2O) ja trihüdraat (HNO3 3H2O).
Väga kontsentreeritud HNO3 on valguses toimuva lagunemisprotsessi tõttu tavaliselt pruuni värvi:

HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O

Kuumutamisel laguneb lämmastikhape sama reaktsiooni järgi. Lämmastikhapet saab destilleerida (lagunemata) ainult alandatud rõhul.

Lämmastikhape on tugev oksüdeerija , kontsentreeritud lämmastikhape oksüdeerib väävli väävelhappeks ja fosfori fosforhappeks, mõned orgaanilised ühendid(näiteks amiinid ja hüdrasiin, tärpentin) süttivad kontsentreeritud lämmastikhappega kokkupuutel spontaanselt.

Lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappes on 4-5. Oksüdeeriva ainena toimides saab HNO redutseerida erinevateks toodeteks:

Milline neist ainetest tekib, st kui sügavalt lämmastikhape konkreetsel juhul redutseerub, sõltub redutseerija olemusest ja reaktsioonitingimustest, eelkõige happe kontsentratsioonist. Mida suurem on HNO kontsentratsioon, seda vähem see väheneb. Kontsentreeritud happega reageerimisel vabaneb see kõige sagedamini.

Lahjendatud lämmastikhappega reageerimisel madala aktiivsusega metallidega nt vasega eraldub NO. Aktiivsemate metallide puhul - raud, tsink - tekib.

Väga lahjendatud lämmastikhape reageerib aktiivsed metallid-tsink, magneesium, alumiinium - ammooniumiooni moodustumisega, mis annab happega ammooniumnitraadi. Tavaliselt moodustatakse mitu toodet korraga.

Kuld, mõned plaatinarühma metallid ja tantaal on lämmastikhappe suhtes inertsed kogu kontsentratsioonivahemikus, teised metallid reageerivad sellega, reaktsiooni kulgemise määrab selle kontsentratsioon. Seega reageerib kontsentreeritud lämmastikhape vasega, moodustades lämmastikdioksiidi ja lahjendatud lämmastikhapet (II):

Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O

3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Enamik metallist c reageerib lämmastikhappega, vabastades lämmastikoksiidid erinevates oksüdatsiooniastmetes või nende segudes; lahjendatud lämmastikhape võib reageerides aktiivsete metallidega reageerida, vabastades vesiniku ja redutseerides nitraadiiooni ammoniaagiks.

Mõned metallid (raud, kroom, alumiinium), mis reageerivad lahjendatud lämmastikhappega, passiveeritakse kontsentreeritud lämmastikhappega ja on selle mõjudele vastupidavad.

Lämmastik- ja väävelhappe segu nimetatakse "melangiks". Lämmastikhapet kasutatakse laialdaselt nitroühendite saamiseks.

Segu, mis koosneb kolmest mahust vesinikkloriidhappest ja ühest mahust lämmastikhappest, nimetatakse "aqua regiaks". Aqua regia lahustab enamikku metalle, sealhulgas kulda. Selle tugevad oksüdeerivad omadused tulenevad tekkivast kloorist ja nitrosüülkloriidist:

3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O

Väävelhape- raske õline vedelik, millel pole värvi. Seguneb veega mis tahes vahekorras.

Kontsentreeritud väävelhapeimab aktiivselt vett õhust ja eemaldab selle teistest ainetest. Kui orgaanilised ained sisenevad kontsentreeritult väävelhape söestumine toimub näiteks paberil:

(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C

Kui kontsentreeritud väävelhape reageerib suhkruga, moodustub poorne süsiniku mass, mis sarnaneb musta kõvastunud käsnaga:

C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q

Lahjendatud ja kontsentreeritud väävelhappe keemilised omadused on erinevad.

Lahjendatud lahused väävelhape reageerib metallidega , mis asub elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, koos sulfaatide moodustumisega ja vesiniku vabanemisega.

Kontsentreeritud lahused väävelhappel on tugevad oksüdeerivad omadused, kuna selle molekulides on kõrgeima oksüdatsiooniastmega väävliaatom (+6), seetõttu on kontsentreeritud väävelhape tugev oksüdeerija. Mõned mittemetallid oksüdeeruvad järgmiselt:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O

P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

Ta suhtleb metallidega , mis asub metallide elektrokeemilises pingereas vesinikust paremal (vask, hõbe, elavhõbe), koos sulfaatide, vee ja väävli redutseerimisproduktide moodustumisega. Kontsentreeritud lahused väävelhape ära reageeri madala aktiivsuse tõttu kulla ja plaatinaga.

a) madala aktiivsusega metallid redutseerivad väävelhappe vääveldioksiidiks SO2:

Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O

2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

b) keskmise aktiivsusega metallidega on võimalikud reaktsioonid mis tahes kolmest väävelhappe redutseerimisproduktist vabanemisega:

Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O

c) väävel või vesiniksulfiid võivad vabaneda koos aktiivsete metallidega:

8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O

6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O

d) kontsentreeritud väävelhape ei suhtle külmas (st ilma kuumutamiseta) alumiiniumi, raua, kroomi, koobalti, nikliga - toimub nende metallide passiveerimine. Seetõttu võib väävelhapet transportida raudkonteinerites. Kuid kuumutamisel võivad nii raud kui ka alumiinium sellega suhelda:

2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

SEE. väävli redutseerimise sügavus sõltub metallide redutseerivatest omadustest. Aktiivsed metallid (naatrium, kaalium, liitium) redutseerivad väävelhappe vesiniksulfiidiks, metallid, mis asuvad pingevahemikus alumiiniumist rauani - vaba väävlini ja väiksema aktiivsusega metallid - vääveldioksiidiks.

Hapete saamine.

1. Hapnikuvabu happeid saadakse mittemetallide vesinikuühendite sünteesimisel lihtainetest ja seejärel saadud produktide lahustamisel vees

Mittemetall + H 2 = Mittemetalli vesinikside

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Oksohapped saadakse happeoksiidide reageerimisel veega.

Happeline oksiid + H 2 O = oksohape

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. Enamikke happeid on võimalik saada soolade reageerimisel hapetega.

Sool + hape = sool + hape

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

Alused on keerulised ained, mille molekulid koosnevad metalliaatomist ja ühest või mitmest hüdroksiidrühmast.

Alused on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad, moodustades metallielementide katioone ja hüdroksiidi anioone.

Näiteks:
KON = K +1 + OH -1

6. Põhjuste klassifikatsioon:

1. Numbri järgi hüdroksüülrühmad molekulis:

a) · Monohape, mille molekulid sisaldavad ühte hüdroksiidrühma.

b) · Dihapped, mille molekulid sisaldavad kahte hüdroksiidrühma.

c) · Trihapped, mille molekulid sisaldavad kolme hüdroksiidrühma.
2. Vastavalt vees lahustuvusele: lahustuv ja lahustumatu.

7.Aluste füüsikalised omadused:

Kõik anorgaanilised alused on tahked ained (välja arvatud ammooniumhüdroksiid). Põhjused on olemas erinevat värvi: kaaliumhüdroksiid- valge, vaskhüdroksiid-sinine, raudhüdroksiid-punakaspruun.

Lahustuv põhjustel moodustavad lahuseid, mis tunduvad katsudes seebised, millest need ained ka oma nime said leelis.

Leelised moodustavad D.I. Mendelejevi perioodilisest keemiliste elementide süsteemist ainult 10 elementi: 6 leelismetalli - liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium, frantsium ja 4 leelismuldmetalli - kaltsium, strontsium, baarium, raadium.

8. Aluste keemilised omadused:

1. Leeliste vesilahused muudavad indikaatorite värvi. fenoolftaleiin - karmiinpunane, metüüloranž - kollane. Selle tagab hüdroksorühmade vaba olemasolu lahuses. Seetõttu ei anna halvasti lahustuvad alused sellist reaktsiooni.

2. Suhelda :

a) koos happed: alus + hape = sool + vesi

KOH + HCl = KCl + H2O

b) koos happelised oksiidid: Leelis + happeoksiid = sool + H2O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

c) koos lahendused: Leeliselahus + Soolalahus = Uus alus + Uus sool

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4

d) koos amfoteersed metallid: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2

Amfoteersed hüdroksiidid:

a) Reageerida hapetega, moodustades soola ja vee:

Vask(II)hüdroksiid + 2HBr = CuBr2 + vesi.

b). Reageerida leelistega: tulemus - sool ja vesi (seisund: sulandumine):

Zn(OH)2 + 2CsOH = sool + 2H2O.

V). Reageerige tugevate hüdroksiididega: tulemuseks on soolad, kui reaktsioon toimub vesilahuses: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Kuumutamisel lagunevad vees lahustumatud alused aluseliseks oksiidiks ja veeks:

Lahustumatu alus = aluseline oksiid + H2O

Cu(OH)2 = CuO + H2O

soolad – need on happemolekulide vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused metalliaatomitega või alusmolekulides olevate hüdroksiidrühmade asendamise saadused happeliste jääkidega .

soolad- need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad, moodustades metallielemendi katioonid ja happejäägi anioonid.

Näiteks:

K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-

Klassifikatsioon:

Tavalised soolad. Need on happemolekuli vesinikuaatomite täieliku asendamise produktid mittemetallide aatomitega või hüdroksiidrühmade täielikul asendamisel alusmolekulis happeliste jääkidega.

Happe soolad. Need on mitmealuseliste hapete molekulide vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise tooted metalliaatomitega.

Aluselised soolad. Need on polühappealuste molekulide hüdroksiidrühmade mittetäieliku asendamise tooted happeliste jääkidega.

Soolade tüübid:

Topeltsoolad- need sisaldavad kahte erinevat katiooni; need saadakse kristallimisel erinevate katioonide, kuid samade anioonidega soolade segalahusest.

Segatud soolad- need sisaldavad kahte erinevat aniooni.

Hüdraatsoolad(kristallilised hüdraadid) - need sisaldavad kristallisatsioonivee molekule.

Komplekssed soolad- need sisaldavad komplekskatiooni või kompleksaniooni.

Erirühm on orgaaniliste hapete soolad, mille omadused erinevad oluliselt mineraalsoolade omadustest. Mõned neist võib klassifitseerida orgaaniliste soolade eriklassi, nn ioonsete vedelike või muul viisil "vedelad soolad", orgaanilised soolad, mille sulamistemperatuur on alla 100 °C.

Füüsikalised omadused:

Enamik sooli on valged tahked ained. Mõned soolad on värvilised. Näiteks kaaliumoranždikromaat, roheline nikkelsulfaat.

Vastavalt vees lahustuvusele soolad jagunevad vees lahustuvateks, vees vähelahustuvateks ja lahustumatud.

Keemilised omadused:

Vesilahustes lahustuvad soolad dissotsieeruvad ioonideks:

1. Keskmised soolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja happejääkide anioonideks:

Happesoolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja kompleksanioonideks:

KHSO 3 = K + HSO 3

· Põhimetallid dissotsieeruvad happeliste jääkide komplekskatioonideks ja anioonideks:

AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO

2. Soolad interakteeruvad metallidega, moodustades uue soola ja uue metalli: Me(1) + Sool(1) = Me(2) + Sool(2)

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

3. Lahused interakteeruvad leelistega Soolalahus + leeliselahus = Uus sool + Uus alus:

FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl

4. Soolad interakteeruvad hapetega Sool + hape = sool + hape:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

5. Soolad võivad üksteisega suhelda Sool(1) + Sool(2) = Sool(3) + Sool(4):

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

6. Aluselised soolad interakteeruvad hapetega Aluseline sool + Hape = Keskmine sool+H2O:

CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O

7. Happesoolad interakteeruvad leelistega Happesool + Leelis = Keskmine sool + H 2 O:

NaHS03 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

8. Paljud soolad lagunevad kuumutamisel: MgCO 3 = MgO + CO 2

Soolade esindajad ja nende tähendus:

Sooli kasutatakse laialdaselt nii tootmises kui ka siseruumides Igapäevane elu:

Vesinikkloriidhappe soolad. Kõige sagedamini kasutatavad kloriidid on naatriumkloriid ja kaaliumkloriid.

Naatriumkloriid (lauasool) eraldatakse järvest ja merevesi ja neid kaevandatakse ka soolakaevandustes. Lauasool kasutatakse toiduks. Tööstuses kasutatakse naatriumkloriidi toorainena kloori, naatriumhüdroksiidi ja sooda tootmisel.

Kaaliumkloriidi kasutatakse põllumajanduses kaaliumväetisena.

Väävelhappe soolad. Ehituses ja meditsiinis kasutatakse laialdaselt poolvesipõhist kipsi, mis saadakse kivimi põletamisel (kaltsiumsulfaatdihüdraat). Veega segamisel kõvastub see kiiresti, moodustades kaltsiumsulfaatdihüdraadi, see tähendab kipsi.

Naatriumsulfaatdekahüdraati kasutatakse sooda tootmise toorainena.

Lämmastikhappe soolad. Enamasti kasutatakse nitraate põllumajanduses väetisena. Neist olulisemad on naatriumnitraat, kaaliumnitraat, kaltsiumnitraat ja ammooniumnitraat. Tavaliselt nimetatakse neid sooli nitraadideks.

Ortofosfaatidest on olulisim kaltsiumortofosfaat. See sool on peamine lahutamatu osa mineraalid - fosforiidid ja apatiidid. Fosforiite ja apatiite kasutatakse toorainena fosfaatväetiste, nagu superfosfaat ja sade, tootmisel.

Süsihappe soolad. Kaltsiumkarbonaati kasutatakse lubja tootmiseks toorainena.

Naatriumkarbonaati (soodat) kasutatakse klaasitootmisel ja seebi valmistamisel.
- Kaltsiumkarbonaati leidub looduses ka lubjakivi, kriidi ja marmorina.

Materiaalne maailm, milles me elame ja millest oleme tilluke osa, on üks ja samas lõpmatult mitmekesine. Ühtsus ja mitmekesisus keemilised ained sellest maailmast avaldub kõige selgemalt ainete geneetilises seoses, mis kajastub nn geneetilises seerias.

Geneetiline nimetada erinevate klasside ainete vahelist seost nende vastastikuste teisenduste põhjal.

Kui geneetilise seeria aluseks on Mitte orgaaniline keemia on ühest keemilisest elemendist moodustunud ained, siis orgaanilise keemia (süsinikuühendite keemia) geenirea aluseks on ained, mille molekulis on sama arv süsinikuaatomeid.

Teadmiste kontroll:

1. Määratlege soolad, alused, happed, nende omadused, peamised iseloomulikud reaktsioonid.

2.Miks happed ja alused liidetakse hüdroksiidide rühmaks? Mis on neil ühist ja mille poolest nad erinevad? Miks tuleb alumiiniumsoola lahusele lisada leelist ja mitte vastupidi?

3. Ülesanne: Tooge näiteid reaktsioonivõrranditest, mis illustreerivad lahustumatute aluste üldisi omadusi.

4. Ülesanne: Määrake aatomite oksüdatsiooniaste metallist elemendid antud valemites. Millist mustrit võib täheldada nende oksüdatsiooniastmete vahel oksiidis ja aluses?

KODUTÖÖ:

Läbitöötamine: L2.lk.162-172, loengukonspektide nr 5 ümberjutustamine.

Kirjutage diagrammide järgi üles võimalike reaktsioonide võrrandid, märkige reaktsioonide liigid: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH)3...;
c) Mg + HCl...;
d) Hg + HCl ... .

Jaotage ained ühendite klassidesse. Ainete valemid: H 2 SO 4, NaOH, CuCl 2, Na 2 SO 4, CaO, SO 3, H 3 PO 4, Fe(OH) 3, AgNO 3, Mg(OH) 2, HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2

Loeng nr 6.

Teema: Metallid. Metallelementide asukoht sees perioodilisustabel. Metallide leidmine loodusest. Metallid. Metallide koostoime mittemetallidega (kloor, väävel ja hapnik).

Varustus: keemiliste elementide perioodilisustabel, metallide kogum, metallide tegevussarjad.

Teemaõppe kava

(õppimiseks vajalike küsimuste loetelu):

1. Elementide - metallide asukoht perioodilisustabelis, nende aatomite ehitus.

2. Metallid kui lihtained. Metallist ühendus, metallist kristallvõred.

3. Üldine füüsikalised omadused metallid

4. Metallelementide ja nende ühendite levimus looduses.

5. Metallelementide keemilised omadused.

6. Korrosiooni mõiste.