Acid azotic- un lichid incolor, „fumător” în aer, cu miros înțepător. Formula chimică HNO3.

Proprietăți fizice. La o temperatură de 42 °C se întărește sub formă de cristale albe. Acidul azotic anhidru fierbe la presiunea atmosfericăși 86 °C. Se amestecă cu apă în proporții arbitrare.

Când este expus la lumină, HNO3 concentrat se descompune în oxizi de azot:

HNO3 este depozitat într-un loc răcoros și întunecat. Valența azotului din acesta este 4, starea de oxidare este +5, numărul de coordonare este 3.

HNO3 este un acid puternic. În soluții se dezintegrează complet în ioni. Interacționează cu oxizii și bazele bazice și cu sărurile acizilor mai slabi. HNO3 are o puternică capacitate de oxidare. Capabil să fie redus cu formarea simultană de nitrat la compuși, în funcție de concentrația, activitatea metalului care interacționează și condițiile:

1) concentrat HN03, interacționând cu metale slab active, este redusă la oxid de azot (IV) NO2:

2) dacă acidul este diluat, atunci se reduce la oxid nitric (II) NO:

3) metalele mai active reduc acidul diluat la oxid de azot (I) N2O:

Un acid foarte diluat este redus la săruri de amoniu:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti nu reacţionează cu HNO3 concentrat, iar Al, Fe, Co şi Cr sunt „pasivate”.

4) HNO3 reacționează cu nemetale, reducându-le la acizii corespunzători și el însuși este redus la oxizi:

5) HNO3 oxidează unii cationi și anioni și compuși anorganici covalenti.

6) interacționează cu mulți compuși organici - reacție de nitrare.

Productie industriala acid azotic: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Amoniac– NO se transformă în NO2, care, cu apa în prezența oxigenului atmosferic, produce acid azotic.

Catalizator - aliaje de platină. HNO3 rezultat nu este mai mare de 60%. Dacă este necesar, este concentrat. Industria produce HNO3 diluat (47–45%) și HNO3 concentrat (98–97%). Acidul concentrat este transportat în rezervoare de aluminiu, acidul diluat este transportat în rezervoare din oțel rezistent la acizi.

34. Fosfor

Fosfor(P) se află în perioada a 3-a, în grupa V, a subgrupei principale a sistemului periodic al D.I. Mendeleev. Număr de serie 15, sarcină nucleară +15, Ar = 30,9738 a.u. m... are 3 niveluri de energie, pe învelișul energetic sunt 15 electroni, dintre care 5 sunt de valență. Fosforul are un subnivel d. Configurație electronică P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Caracteristică este hibridizarea sp3, mai rar sp3d1. Valența fosforului este III, V. Cea mai caracteristică stare de oxidare este +5 și -3, mai puțin caracteristică: +4, +1, -2, -3. Fosforul poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare: acceptând și donând electroni.

Structura moleculei: capacitatea de a forma legături β este mai puțin pronunțată decât cea a azotului - la temperaturi obișnuite în faza gazoasă, fosforul se prezintă sub formă de molecule P4, având forma unor piramide echilaterale cu unghiuri de 60°. Legăturile dintre atomi sunt covalente, nepolare. Fiecare atom P din moleculă este conectat de alți atomi prin legături p.

Proprietăți fizice: Fosforul formează trei alotropi: alb, roșu și negru. Fiecare modificare are propriul punct de topire și de îngheț.

Proprietăți chimice:

1) când este încălzit, P4 disociază reversibil:

2) peste 2000 °C P2 se dezintegrează în atomi:

3) fosforul formează compuși cu nemetale:

Se combină direct cu toți halogenii: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

Când interacționează cu metalele, fosforul formează fosfuri:

Combinându-se cu hidrogenul, formează fosfină gazoasă: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Când interacționează cu oxigenul, formează anhidrida P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Chitanță: fosforul se obţine prin calcinarea amestecului Ca3(P O4 )2 cu nisip și cocs într-un cuptor electric la o temperatură de 1500 °C fără acces aer: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

În natură, fosforul este formă pură nu apare, ci se formează ca urmare a activității chimice. Principalii compuși naturali ai fosforului sunt următoarele minerale: Ca3(PO4)2 – fosforit; Ca3(PO4)2?CaF2 (sau CaCl) sau Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – apatit. Semnificația biologică a fosforului este mare. Fosforul face parte din unele proteine ​​vegetale și animale: proteine ​​din lapte, sânge, creier și țesuturi nervoase. O cantitate mare din acesta este conținută în oasele vertebratelor sub formă de compuși: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 și 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Fosforul este o componentă esențială a acizilor nucleici, jucând un rol în transmiterea informațiilor ereditare. Fosforul se găsește în smalțul dinților și în țesuturi sub formă de lecitină - un compus de grăsimi cu esteri de fosforoglicerol.

Indiferent de concentrație, agentul de oxidare din acidul azotic este nitrațiile NO, care conțin azot în starea de oxidare +5. Prin urmare, atunci când metalele interacționează cu acidul azotic, hidrogenul nu este eliberat. Acidul azotic oxidează toate metalele, cu excepția celor mai inactive (nobile). În acest caz, se formează sare, apă și produse de reducere a azotului (+5): NH−3 4 NO 3, N 2, N 2 O, NO, НNO 2, NO 2. Amoniacul liber nu este eliberat, deoarece reacţionează cu acidul azotic, formând azotat de amoniu:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

Când metalele interacționează cu acidul azotic concentrat (30–60% HNO3), produsul reducerii HNO3 este predominant oxidul azotic (IV), indiferent de natura metalului, de exemplu:

Mg + 4HNO3 (conc.) = Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Hg + 4HNO 3 (conc.) = Hg (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Metalele cu valență variabilă, atunci când interacționează cu acidul azotic concentrat, sunt oxidate la cea mai înaltă stare de oxidare. În acest caz, acele metale care sunt oxidate la o stare de oxidare de +4 și mai mare formează acizi sau oxizi. De exemplu:

Sn + 4HNO 3 (conc.) = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O

2Sb + 10HNO 3 (conc.) = Sb 2 O 5 + 10NO 2 + 5H 2 O

Mo + 6HNO 3 (conc.) = H 2 MoO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Aluminiul, cromul, fierul, nichelul, cobaltul, titanul și alte metale sunt pasivate în acid azotic concentrat. După tratarea cu acid azotic, aceste metale nu reacţionează cu alţi acizi.

Când metalele interacționează cu acidul azotic diluat, produsul reducerii acestuia depinde de proprietățile reducătoare ale metalului: cu cât metalul este mai activ, cu atât acidul azotic este mai redus.

Metalele active reduc acidul azotic diluat la maximum, adică. se formează sare, apă și NH4NO3, de exemplu:

8K + 10HNO 3 (diluat) = 8KNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Metalele cu activitate medie, atunci când reacţionează cu acidul azotic diluat, formează sare, apă şi azot sau N 2 O. Cu cât metalul din acest interval este mai în stânga (cu cât este mai aproape de aluminiu), cu atât este mai probabilă formarea azotului, de exemplu. :

5Mn + 12HNO3 (diluat) = 5Mn(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Cd + 10HNO 3 (diluat) = 4Cd (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

Metalele slab active, când reacţionează cu acidul azotic diluat, formează sare, apă şi oxid azotic (II), de exemplu:

3Сu + 8HNO 3 (diluat) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Dar ecuațiile de reacție din aceste exemple sunt condiționate, deoarece în realitate se obține un amestec de compuși cu azot, iar cu cât activitatea metalului este mai mare și cu cât concentrația acidă este mai mică, cu atât gradul de oxidare a azotului din produsul care se formează este mai mic. mai mult decât altele.

6. Interacțiunea metalelor cu acva regia

„Vodca regală” este un amestec de acizi concentrați azotic și clorhidric. Este folosit pentru a oxida și dizolva aurul, platina și alte metale prețioase.

Acidul clorhidric din acva regia este cheltuit pentru formarea unui compus complex al metalului oxidat. Dintr-o comparație a semireacțiilor 29 și 30 cu semireacțiile 31–32 (Tabelul 1), este clar că în timpul formării compușilor complecși de aur și platină, potențialul redox scade, ceea ce face posibilă oxidarea lor cu acid azotic. . Ecuațiile de reacție pentru aur și platină cu acva regia sunt scrise după cum urmează:

Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O

Trei metale nu interacționează cu acva regia: wolfram, niobiu și tantal. Ele sunt oxidate cu un amestec de acid azotic concentrat și acid fluorhidric, deoarece acidul fluorhidric formează compuși complecși mai puternici decât acidul clorhidric. Ecuațiile reacției sunt după cum urmează:

W + 2HNO3 + 8HF = H2 + 2NO + 4H2O

3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O

3Ta + 5HNO3 + 24HF = 3H3 + 5NO + 10H2O

Unele manuale conțin o altă explicație pentru interacțiunea metalelor nobile cu acva regia. Se crede că în acest amestec între HNO3 și HCl are loc o reacție catalizată de metale nobile, în care acidul azotic oxidează acidul clorhidric conform ecuației:

HNO3 + 3HCI = NOCI + 2H2O

Clorura de nitrozil NOCl este fragilă și se descompune conform ecuației:

NOCl = NO + Cl (atomic)

Astfel, agentul de oxidare al metalului este clorul atomic (adică, foarte activ) în momentul eliberării. Prin urmare, produsele interacțiunii acva regia cu metalele sunt sarea (clorura), apa și oxidul nitric (II):

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

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

și compuși complecși se formează în următoarele reacții:

HCI + AuCI3 = H; 2HCI + PtCI4 = H2

Tip de lecție: O lecție despre transferul și dobândirea de noi cunoștințe și abilități.

Obiective: Repetă și consolidează cunoștințele despre proprietățile chimice generale ale acizilor; studiază structura moleculei de acid azotic, proprietățile fizice și chimice specifice ale acidului azotic - interacțiunea acestuia cu metalele; introducerea studenților în metodele industriale și de laborator pentru producerea acidului azotic pur.

Ca rezultat al lecției, trebuie să știți:

1. Compoziția și structura moleculei de acid azotic; numărul de legături covalente formate de un atom de azot și gradul de oxidare a azotului dintr-o moleculă de acid azotic.
2. Proprietățile chimice generale ale acidului azotic: interacțiunea cu indicatorii (tornesol și metil portocaliu), cu oxizii bazici și amfoteri, baze, cu sărurile acizilor mai slabi și mai volatili.
3. Proprietățile chimice specifice ale acidului azotic: interacțiunea acestuia cu metalele.
4. Metode de laborator și industriale pentru producerea acidului azotic.

Trebuie să fii capabil să:

1. Scrieți ecuații reactii chimice din poziţia teoriei disociaţiei electrolitice.
2. Întocmește ecuații de reacție pentru interacțiunea acizilor concentrați și diluați cu metale folosind metoda echilibrului electronic.

Metode și tehnici metodologice:

1. Conversaţie.
2. Lucrări independente ale studenților privind elaborarea ecuațiilor reacțiilor chimice ale acidului azotic cu metalele.
3. Lucrări de laborator privind studiul proprietăților chimice generale ale acidului azotic;
4. Întocmirea unui contur suport.
5. Munca creativă: Raportul studentului privind obținerea acidului azotic.
6. Demonstrarea experimentelor: interacțiunea acidului azotic diluat și concentrat cu cuprul.
7. Afișați diapozitive folosind un proiector multimedia.
8. Verificarea reciprocă și evaluarea reciprocă a rezultatelor muncii independente.

Echipamente și reactivi:

Pe pupitrele elevilor: soluții de acid azotic HNO 3 (20 - 25%), indicatori turnesol și metil portocaliu, soluție de hidroxid de sodiu NaOH, soluție de sulfat de cupru (II) CuSO 4, soluție de sulfat de fier (II) FeSO 4, oxid de cupru (II) CuO, aluminiu oxid Al2O 3, soluție de carbonat de sodiu Na 2 CO 3, eprubete, suporturi pentru eprubete.
Pe biroul profesorului: acid azotic concentrat HNO 3 (60 - 65%), acid azotic diluat HNO 3 (30%), suport cu eprubete, sârmă de cupru (bucăți), tub de evacuare a gazului, cristalizor cu apă, suport pentru eprubete, instalație multimedia (calculator, proiector, ecran) .

Planul lecției:
Planul lecției este scris pe tablă și tipărit pentru compilarea unei note de referință pe pupitrele elevilor (Anexa 1)

Progresul lecției:

I Repetiție.

Profesor:În lecțiile anterioare am studiat câțiva compuși ai azotului. Să le amintim.
Student: Acestea sunt amoniacul, sărurile de amoniu, oxizii de azot.
Profesor: Ce oxizi de azot sunt acizi?
Student: Oxid de azot (III) N 2 O 3 - anhidridă de azot și oxid de azot (V) N 2 O 5 - anhidridă de azot, corespunde acidului azotic HNO3.
Profesor: Care este compoziția calitativă și cantitativă a acidului azotic?

Profesorul scrie formula acidului azotic pe tablă și îi cere elevului să aranjeze stările de oxidare

Student: Molecula este formată din trei elemente chimice: H, N, O – de la un atom de hidrogen, un atom de azot și trei atomi de oxigen.

II Compoziția și structura HNO 3

Profesor: Cum se formează o moleculă de acid azotic?

Profesorul prezintă o prezentare despre acidul azotic (Anexa 2 - prezentare, Anexa 3 - text de explicație pentru prezentare)

III Proprietăți fizice:

Profesor: Acum trecem la studiul proprietăților fizice ale acidului azotic.

Elevii se machiază scurtă descriere proprietățile fizice ale acidului azotic.

Profesorul pe tabelul demonstrativ care arată ce este acidul azotic concentratHNO (60 – 65%) este un lichid incolor, „fumând în aer”, cu un miros înțepător. concentrat 100%HNO 3 are uneori culoare gălbuie deoarece este volatil și instabil și când temperatura camerei se descompune pentru a elibera oxid de azot (IV) sau gaz „maro”, motiv pentru care este depozitat în sticle de sticlă închisă la culoare.

Profesorul scrie pe tablă ecuația reacției chimice de descompunere a acidului azotic:

Profesor: Acidul azotic este higroscopic și miscibil cu apa în orice raport. În soluții apoase este un electrolit puternic, se întărește la o temperatură de – 41,6 0 C. În practică, se folosește acid azotic 65%, nu fumează, spre deosebire de 100% - oh.

IV Proprietăți chimice

Profesor: Să trecem la următoarea etapă a lecției. Acidul azotic este un electrolit puternic. În consecință, va avea toate proprietățile generale ale acizilor. Cu ce ​​substante reactioneaza acizii?
Student: Cu indicatori, cu oxizi bazici si amfoteri, cu baze, cu saruri ale acizilor mai slabi si volatili, cu metale.
Profesor: Iată proprietățile generale ale acizilor.

Instalarea multimedia este activată. Profesorul prezintă o prezentare despre proprietățile chimice generale ale acizilor (Anexa 4).

Profesor: Să realizăm o etapă experimentală a lecției. Sarcina dumneavoastră este să efectuați reacții chimice care confirmă proprietățile chimice ale acizilor, folosind acidul azotic ca exemplu. Veți lucra în grupuri de 4 persoane. Pe birouri sunt instrucțiuni pentru experimentele de laborator (Anexa 5). În caietele dvs. trebuie să creați ecuații pentru reacțiile chimice în formă moleculară și ionică.

Profesor: Să trecem la proprietățile chimice specifice ale acidului azotic. Trebuie remarcat faptul că acidul azotic, atât diluat, cât și concentrat, nu emite hidrogen atunci când interacționează cu metalele, dar poate emite diverse conexiuni azot – de la amoniac la oxid nitric (IV).

Instalarea multimedia este activată. Profesorul prezintă o prezentare despre posibilii produși ai reducerii acidului azotic (Anexa 6).

Profesor: Să ne uităm la diagramă. Pe biroul tuturor există scheme pentru reducerea acidului azotic (diluat și concentrat) cu metale (Anexa 7).

1. Reacția acidului azotic diluat cu cuprul. Colectarea oxidului nitric (II) peste apă.
2. Reacția acidului azotic concentrat cu cuprul. Obținerea oxidului nitric (IV).

Scrieți pe tablă ecuațiile de reacție:

Profesor: Pe baza experimentelor, putem trage concluzii:

Profesor: Folosind schemele de reducere a acidului azotic concentrat și diluat cu metale, precum și manualul de la pagina 127, să trecem la munca independenta după opțiuni (Anexa 8). Fiecare își face propria versiune. Vi se oferă carduri - sarcini. Timpul de lucru este de 5-7 minute.

Instalarea multimedia este activată. Profesorul arată opțiuni corecte răspunsuri (Anexa 9). Elevii verifică dacă sarcina este finalizată corect.

V Prepararea acidului azotic HNO3

Student:(mesaj) În laborator, acidul azotic se prepară prin reacția azotatului de potasiu sau de sodiu cu acid sulfuric concentrat, cu sau fără încălzire:

În industrie, acidul azotic este produs prin oxidarea catalitică a amoniacului sintetizat din azotul atmosferic:

Elevul arată o diagramă pentru producția de acid azotic (Anexa 10), iar elevii notează ecuațiile de reacție în caietele lor.

VI Concluzie

Profesor:În lecția de astăzi am învățat despre compoziția și structura acidului azotic. Am repetat și consolidat proprietățile generale ale acizilor folosind exemplul acidului azotic, ne-am consolidat cunoștințele despre teoria TED, teoria structurii atomice și legătură chimică. Am studiat proprietățile specifice ale acidului azotic și anume interacțiunea acestuia cu metalele. Am învățat despre metodele de producere a acidului azotic.

D/z:§ 33, ex. 4 la pagina 128 din manual;
probleme: 4 – 35, 4 – 41 cărți de probleme;
învață notițe.

Referințe

1. Kuznetsova N.E., Titova I.M., Gara N.N., Zhegin A.Yu. Chimie: manual pentru clasa a IX-a instituţiile de învăţământ. – M.: Ventana – Graf, 2004.
2. Enciclopedie pentru copii. Chimie. – M.: Avanta, 2000.
3. Maksimenko O.O. Chimie. Un ghid pentru solicitanții la universități. – M.: Eksmo, 2003.
4. Polosin V.S., Prokopenko V.G. Atelier despre metode de predare a chimiei. Tutorial. – M.: Educație, 1989.
5. Martynenko B.V. Chimie: acizi și baze. – M.: Educație, 2000.

Acid azotic- lichid incolor cu miros intepator, densitate 1,52 g/cm3, punct de fierbere 84°C, la temperatura de -41°C se intareste intr-o substanta cristalina incolora. Utilizat în mod obișnuit în practică, acidul azotic concentrat conține 65 - 70% HNO3 (densitate maximă 1,4 g/cm3); Acidul se amestecă cu apa în orice raport. Există, de asemenea, acid azotic fumant cu o concentrație de 97 - 99%.

Acid azotic concentrațiile mari eliberează gaze în aer, care într-o sticlă închisă sunt detectate sub formă de vapori bruni (oxizi de azot). Aceste gaze sunt foarte otrăvitoare, așa că trebuie să aveți grijă să nu le inhalați. Acidul azotic oxidează multe substanțe organice. Hârtia și țesăturile sunt distruse din cauza oxidării substanțelor care formează aceste materiale. Acidul azotic concentrat provoacă arsuri severe cu contact prelungit și îngălbenirea pielii timp de câteva zile cu contact scurt. Îngălbenirea pielii indică distrugerea proteinelor și eliberarea de sulf (o reacție calitativă la acid azotic concentrat - culoare galbenă datorită eliberării). sulf elementar cand acidul actioneaza asupra proteinei - reactia xantoproteica). Adică este o arsură a pielii.

Pentru a preveni arsurile, ar trebui să lucrați cu acid azotic concentrat în timp ce purtați mănuși de cauciuc. În același timp, manipularea acidului azotic este mai puțin periculoasă decât, de exemplu, acidul sulfuric, acesta se evaporă rapid și nu rămâne în locuri neașteptate. Stropii de acid azotic trebuie spălate cu multă apă sau chiar mai bine umezite cu o soluție de sifon.

Acidul azotic fumant se descompune parțial atunci când este depozitat sub influența căldurii și luminii:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

Cu cât temperatura este mai mare și cu cât acidul este mai concentrat, cu atât se produce descompunerea mai rapidă. Prin urmare, păstrați-l într-un loc răcoros și loc întunecat. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.

Acidul diluat se prepară ușor prin turnarea acidului concentrat în apă.

Acidul azotic diluat este depozitat și transportat în recipiente din oțel cromat, concentrat - în recipiente din aluminiu, deoarece acidul concentrat pasivează aluminiul, fierul și cromul datorită formării de pelicule de oxid insolubile:

2Al + 6HNO3 = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.

În cantități mici sunt depozitate sticle de sticla. Acidul azotic corodează puternic cauciucul. Prin urmare, sticlele trebuie să aibă dopuri măcinate sau din polietilenă.

Acidul azotic este utilizat în principal sub formă de soluții apoase și este unul dintre componente acva regia, găsită în acizii de testare. Folosit în industrie pentru a obține combinate îngrășăminte cu azot, pentru dizolvarea minereurilor și concentratelor, în producția de acid sulfuric, diverse nitroproduse organice, în tehnologia rachetei ca oxidant de combustibil etc.

Producția industrială de acid azotic

Metodele industriale moderne de producere a acidului azotic se bazează pe oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic. La descrierea proprietăților amoniacului, s-a indicat că acesta arde în oxigen, iar produșii de reacție sunt apă și azot liber. Dar în prezența catalizatorilor, oxidarea amoniacului cu oxigen poate avea loc diferit.

Dacă un amestec de amoniac și aer este trecut peste un catalizator, atunci la 750 °C și o anumită compoziție a amestecului are loc o conversie aproape completă.

NOul rezultat se transformă ușor în NO2, care, cu apă în prezența oxigenului atmosferic, produce acid azotic.

Aliajele pe bază de platină sunt folosite ca catalizatori pentru oxidarea amoniacului.
Acidul azotic obţinut prin oxidarea amoniacului are o concentraţie care nu depăşeşte 60%. Dacă este necesar, este concentrat,
Industria produce acid azotic diluat cu o concentrație de 55, 47 și 45%, iar acid azotic concentrat - 98 și 97%,

Aplicarea acidului azotic

Acidul azotic este utilizat în producția de azot și îngrășăminte combinate (sodiu, amoniac, calciu și nitrat de potasiu, nitrophos, nitrophoska), diverse săruri de acid sulfuric, explozivi(trinitrotoluen etc.), coloranți organici.

În sinteza organică, un amestec de acid azotic concentrat și acid sulfuric - un „amestec de nitrare” - este utilizat pe scară largă.

În metalurgie, acidul azotic este folosit pentru a dizolva și mura metalele, precum și pentru a separa aurul și argintul. Acidul azotic este, de asemenea, utilizat în industria chimică, în producția de explozivi, în producția de intermediari pentru producerea coloranților sintetici și a altor substanțe chimice.

Acidul azotic tehnic este utilizat pentru placarea cu nichel, galvanizarea și cromarea pieselor, precum și în industria tipografică. Acidul azotic este utilizat pe scară largă în industria laptelui și în industria electrică.

Densitatea soluțiilor de diferite concentrații de acid azotic

Densitate, g/cm 3	Concentraţie		Densitate, g/cm 3	Concentraţie
		g/l.			g/l.
1, 000	0, 3296	3, 295	1, 285	46, 06	591, 9
1, 005	1, 255	12, 61	1, 290	46, 85	604, 3
1, 010	2, 164	21, 85	1, 295	47, 63	616, 8
1, 015	3, 073	31, 19	1, 300	48, 42	629, 5
1, 020	3, 982	40, 61	1, 305	49, 21	642, 1
1, 025	4, 883	50, 05	1, 310	50, 00	644, 7
1, 030	5, 784	59, 57	1, 315	50, 85	668, 5
1, 035	6, 661	68, 93	1, 320	51, 71	682, 4
1, 040	7, 530	78, 32	1, 325	52, 56	696, 3
1, 045	8, 398	87, 77	1, 330	53, 41	710, 1
1, 050	9, 259	97, 22	1, 335	54, 27	724, 0
1, 055	10, 12	106, 7	1, 340	55, 13	738, 5
1, 060	10, 97	116, 3	1, 345	56, 04	753, 6
1, 065	11, 81	125, 8	1, 350	56, 95	768, 7
1, 070	12, 65	135, 3	1, 355	57, 87	783, 8
1, 075	13, 48	145, 0	1, 360	58, 78	799, 0
1, 080	14, 31	154, 6	1, 365	59, 69	814, 7
1, 085	15, 13	164, 1	1, 370	60, 67	831, 1
1, 090	15, 95	173, 8	1, 375	61, 69	848, 1
1, 095	16, 76	183, 5	1, 380	62, 70	865, 1
1, 100	17, 58	193, 3	1, 385	63, 72	882, 8
1, 105	18, 39	203, 1	1, 390	64, 74	900, 4
1, 110	19, 19	213, 0	1, 395	65, 84	918, 1
1, 115	20, 00	223, 0	1, 400	66, 97	937, 6
1, 120	20, 79	232, 9	1, 405	68, 10	956, 6
1, 125	21, 59	242, 8	1, 410	69, 23	976, 0
1, 130	22, 38	252, 8	1, 415	70, 34	996, 2
1, 135	23, 16	262, 8	1, 420	71, 63	1017
1, 140	23, 94	272, 8	1, 425	72, 86	1038
1, 145	24, 71	282, 9	1, 430	74, 09	1059
1, 150	25, 48	292, 9	1, 435	74, 35	1081
1, 155	26, 24	303, 1	1, 440	76, 71	1105
1, 160	27, 00	313, 2	1, 445	78, 07	1128
1, 165	27, 26	323, 4	1, 450	79, 43	1152
1, 170	28, 51	333, 5	1, 455	80, 88	1177
1, 175	29, 25	343, 7	1, 460	82, 39	1203
1, 180	30, 00	354, 0	1, 465	83, 91	1229
1, 185	30, 74	364, 2	1, 470	8550	1257
1, 190	31, 47	374, 5	1, 475	87, 29	1287
1, 195	32, 21	385, 0	1, 480	89, 07	1318
1, 200	32, 94	395, 3	1, 485	91, 13	1353
1, 205	33, 68	405, 8	1, 490	93, 19	1393
1, 210	34, 41	416, 3	1, 495	95, 46	1427
1, 215	35, 16	427, 1	1, 500	96, 73	1450
1, 220	35, 93	438, 3	1, 501	96, 98	1456
1, 225	36, 70	449, 6	1, 502	97, 23	1461
1, 230	37, 48	460, 9	1, 503	97, 49	1465
1, 235	38, 25	472, 4	1, 504	97, 74	1470
1, 240	39, 02	483, 8	1, 505	97, 99	1474
1, 245	39, 80	495, 5	1, 506	98, 25	1479
1, 250	40, 58	505, 2	1, 507	98, 50	1485
1, 255	41, 36	519, 0	1, 508	98, 76	1490
1, 260	42, 14	530, 9	1, 509	99, 01	1494
1, 265	42, 92	542, 9	1, 510	99, 26	1499
1, 270	43, 70	555, 0	1, 511	99, 52	1503
1, 275	44, 48	567, 2	1, 512	99, 74	1508
1, 280	45, 27	579, 4	1, 513	100, 00	1513

Proprietăți speciale ale acidului azotic și al acidului sulfuric concentrat.

Acid azotic- HNO3, acid puternic monobazic care conține oxigen. Acidul azotic solid formează două modificări cristaline cu rețele monoclinice și ortorombice. Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. În soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni. Formează un amestec azeotrop cu apă cu o concentrație de 68,4% și punctul de fierbere 120 °C la 1 atm. Sunt cunoscuți doi hidrați solizi: monohidrat (HNO3 H2O) și trihidrat (HNO3 3H2O).
HNO3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină:

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

Când este încălzit, acidul azotic se descompune conform aceleiași reacții. Acidul azotic poate fi distilat (fără descompunere) numai sub presiune redusă.

Acidul azotic este agent oxidant puternic , acidul azotic concentrat oxidează sulful în acid sulfuric, iar fosforul în acid fosforic, unele compuși organici(de exemplu, amine și hidrazină, terebentină) se aprind spontan la contactul cu acidul azotic concentrat.

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

Care dintre aceste substanțe se formează, adică cât de adânc este redus acidul azotic într-un caz dat, depinde de natura agentului reducător și de condițiile de reacție, în primul rând de concentrația acidului. Cu cât concentrația de HNO este mai mare, cu atât este mai puțin profund redusă. În reacţiile cu acid concentrat cel mai adesea iese în evidență.

Când reacţionează cu acid azotic diluat cu metale slab active, de exemplu, cu cupru, se eliberează NO. În cazul metalelor mai active - fier, zinc - se formează.

Acidul azotic foarte diluat reacționează cu metale active-zinc, magneziu, aluminiu - cu formarea ionului de amoniu, care dă azotat de amoniu cu acid. De obicei, se formează mai multe produse simultan.

Aurul, unele metale din grupa platinei si tantalul sunt inerte la acidul azotic pe intregul interval de concentratie, alte metale reactioneaza cu acesta, cursul reactiei fiind determinat de concentratia acestuia. Astfel, acidul azotic concentrat reacționează cu cuprul pentru a forma dioxid de azot, iar acidul azotic diluat reacționează cu oxidul de azot (II):

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

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

Majoritatea metalelor c reacționează cu acidul azotic pentru a elibera oxizi de azot în diferite stări de oxidare sau amestecuri ale acestora, când reacţionează cu metale active, poate reacționa pentru a elibera hidrogen și a reduce ionul de azot la amoniac.

Unele metale (fier, crom, aluminiu), care reacţionează cu acidul azotic diluat, sunt pasivate de acidul azotic concentrat şi sunt rezistente la efectele acestuia.

Un amestec de acizi azotic și sulfuric se numește „melange”. Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru a obține compuși nitro.

Un amestec de trei volume de acid clorhidric și un volum de acid azotic se numește „aqua regia”. Aqua regia dizolvă majoritatea metalelor, inclusiv aurul. Abilitățile sale puternice de oxidare se datorează clorului atomic și clorurii de nitrozil rezultate:

3HCI + HNO3 ----> NOCI + 2 = 2H2O

Acid sulfuric– lichid gras uleios care nu are culoare. Miscibil cu apă în orice raport.

Acid sulfuric concentratabsoarbe în mod activ apa din aer și o elimină din alte substanțe. Când substanţele organice intră concentrate acid sulfuric carbonizarea are loc, de exemplu, hârtie:

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

Când acidul sulfuric concentrat reacționează cu zahărul, se formează o masă poroasă de carbon, similară cu un burete negru întărit:

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

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric diluat și concentrat sunt diferite.

Soluții diluate reacția acidului sulfuric cu metale , situat în serie electrochimică tensiuni la stânga hidrogenului, cu formarea de sulfați și eliberarea hidrogenului.

Soluții concentrate acidul sulfuric prezintă proprietăți oxidante puternice datorită prezenței în moleculele sale a unui atom de sulf în cea mai mare stare de oxidare (+6), prin urmare acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic. Așa se oxidează unele nemetale:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

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

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

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

Ea interacționează cu metale , situată în seria de tensiune electrochimică a metalelor la dreapta hidrogenului (cupru, argint, mercur), cu formare de sulfați, apă și produse de reducere a sulfului. Soluții concentrate acid sulfuric nu reactiona cu aur şi platină datorită activităţii lor reduse.

a) metalele cu activitate scăzută reduc acidul sulfuric la dioxid de sulf SO2:

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

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

b) cu metale cu activitate intermediară, sunt posibile reacții cu eliberarea oricăruia dintre cei trei produși ai reducerii acidului sulfuric:

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

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

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

c) sulful sau hidrogenul sulfurat pot fi eliberate cu metale active:

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

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

d) acidul sulfuric concentrat nu interacționează cu aluminiul, fierul, cromul, cobaltul, nichelul la rece (adică fără încălzire) - are loc pasivizarea acestor metale. Prin urmare, acidul sulfuric poate fi transportat în recipiente de fier. Cu toate acestea, atunci când sunt încălzite, atât fierul, cât și aluminiul pot interacționa cu el:

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

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

CĂ. adâncimea reducerii sulfului depinde de proprietăţile reducătoare ale metalelor. Metalele active (sodiu, potasiu, litiu) reduc acidul sulfuric la hidrogen sulfurat, metalele situate în intervalul de tensiune de la aluminiu la fier - la sulf liber, iar metalele cu activitate mai mică - la dioxid de sulf.

Obținerea acizilor.

1. Acizii fără oxigen se obțin prin sintetizarea compușilor hidrogen ai nemetalelor din substanțe simple și apoi dizolvarea produselor rezultate în apă

Nemetal + H2 = Legătura de hidrogen a nemetalului

H2 + CI2 = 2HCI

2. Oxoacizii se obțin prin reacția oxizilor acizi cu apa.

Oxid acid + H2O = Oxoacid

SO3 + H2O = H2SO4

3. Majoritatea acizilor pot fi obținuți prin reacția sărurilor cu acizi.

Sare + Acid = Sare + Acid

2NaCI + H2S04 = 2HCI + Na2S04

Bazele sunt substanțe complexe ale căror molecule constau dintr-un atom de metal și una sau mai multe grupări hidroxid.

Bazele sunt electroliți care se disociază pentru a forma cationi de elemente metalice și anioni hidroxid.

De exemplu:
KON = K +1 + OH -1

6.Clasificarea motivelor:

1.După număr grupări hidroxilîntr-o moleculă:

a) · Monoacid, ale cărui molecule conțin o grupare hidroxid.

b) · Diacide, ale căror molecule conţin două grupe hidroxid.

c) · Triacizi, ale căror molecule conţin trei grupe hidroxid.
2. După solubilitatea în apă: Solubil și Insolubil.

7.Proprietățile fizice ale bazelor:

Toate bazele anorganice sunt solide (cu excepția hidroxidului de amoniu). Terenurile au culoare diferită: hidroxid de potasiu - alb, hidroxid de cupru-albastru, hidroxid de fier-rosu-maro.

Solubil temeiuri formează soluții care se simt săpunoase la atingere, așa că și-au primit numele aceste substanțe alcaline.

Alcaliile formează doar 10 elemente din sistemul periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev: 6 metale alcaline– litiu, sodiu, potasiu, rubidiu, cesiu, franciu și 4 metale alcalino-pământoase – calciu, stronțiu, bariu, radiu.

8. Proprietățile chimice ale bazelor:

1. Soluțiile apoase de alcali modifică culoarea indicatorilor. fenolftaleină - purpuriu, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele slab solubile nu dau o astfel de reacție.

2. Interacționează :

a) cu acizi: Baza + Acid = Sare + H2O

KOH + HCI = KCI + H2O

b) cu oxizi acizi: Alcali + oxid acid = sare + H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaC03 + H2O

c) cu solutii: Soluție de alcali + Soluție de sare = Bază nouă + Sare noua

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

d) cu metale amfotere: Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2

Hidroxizi amfoteri:

a) Reacționează cu acizii pentru a forma sare și apă:

Hidroxid de cupru (II) + 2HBr = CuBr2 + apă.

b). Reacționează cu alcalii: rezultat - sare și apă (condiție: fuziune):

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

V). Reacționează cu hidroxizi puternici: rezultă săruri dacă reacția are loc în soluție apoasă: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Când sunt încălzite, bazele care sunt insolubile în apă se descompun în oxid de bază și apă:

Baza insolubila = Oxid bazic + H2O

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Săruri – sunt produse ale înlocuirii incomplete a atomilor de hidrogen din moleculele acide cu atomi de metal sau sunt produse ale înlocuirii grupărilor hidroxid din moleculele de bază cu reziduuri acide .

Săruri- sunt electroliți care se disociază pentru a forma cationi ai elementului metalic și anioni ai reziduului acid.

De exemplu:

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

Clasificare:

Săruri normale. Acestea sunt produsele înlocuirii complete a atomilor de hidrogen într-o moleculă acidă cu atomi nemetalici sau produsele înlocuirii complete a grupărilor hidroxid într-o moleculă de bază cu reziduuri acide.

Săruri acide. Acestea sunt produse ale înlocuirii incomplete a atomilor de hidrogen din moleculele acizilor polibazici cu atomi de metal.

Săruri de bază. Acestea sunt produse ale înlocuirii incomplete a grupărilor hidroxid din moleculele de baze poliacide cu reziduuri acide.

Tipuri de săruri:

Săruri duble- contin doi cationi diferiti se obtin prin cristalizare dintr-o solutie mixta de saruri cu cationi diferiti, dar aceiasi anioni.

Săruri amestecate- conțin doi anioni diferiți.

Săruri hidratate(hidrati cristalini) - contin molecule de apa de cristalizare.

Săruri complexe- contin un cation complex sau un anion complex.

Grup special sunt săruri ale acizilor organici, ale căror proprietăți diferă semnificativ de proprietățile sărurilor minerale. Unele dintre ele pot fi clasificate ca o clasă specială de săruri organice, așa-numitele lichide ionice sau altfel „săruri lichide”, săruri organice cu un punct de topire sub 100 °C.

Proprietăți fizice:

Majoritatea sărurilor sunt solide albe. Unele săruri sunt colorate. De exemplu, dicromat de potasiu portocaliu, sulfat de nichel verde.

După solubilitatea în apă sărurile sunt împărțite în solubile în apă, ușor solubile în apă și insolubile.

Proprietăți chimice:

Sărurile solubile în soluții apoase se disociază în ioni:

1. Sărurile medii se disociază în cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide:

Sărurile acide se disociază în cationi metalici și anioni complecși:

KHSO3 = K + HSO3

· Metalele de bază se disociază în cationi și anioni complecși ai reziduurilor acide:

AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO

2. Sărurile interacționează cu metalele pentru a forma o nouă sare și un nou metal: Me(1) + Salt(1) = Me(2) + Salt(2)

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

3. Soluțiile interacționează cu alcalii Soluție de sare + soluție de alcali = sare nouă + bază nouă:

FeCI3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCI

4. Sărurile interacționează cu acizii Sare + Acid = Sare + Acid:

BaCI2 + H2S04 = BaS04 + 2HCI

5. Sărurile pot interacționa între ele Sare(1) + Sare(2) = Sare(3) + Sare(4):

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

6. Sărurile de bază interacționează cu acizii Sarea de bază + Acid = Sare medie+H2O:

CuOHCI + HCI = CuCl2 + H2O

7. Sărurile acide interacționează cu alcalii Sare acidă + Alcali = sare medie + H 2 O:

NaHS03 + NaOH = Na2SO3 + H2O

8. Multe săruri se descompun la încălzire: MgCO 3 = MgO + CO 2

Reprezentanții sărurilor și semnificația lor:

Sărurile sunt utilizate pe scară largă atât în ​​producție, cât și în viata de zi cu zi:

Săruri ale acidului clorhidric. Cele mai utilizate cloruri sunt clorura de sodiu si clorura de potasiu.

Clorura de sodiu (sare de masă) este izolată din lac și apa de mare, și sunt, de asemenea, extrase în saline. Sare de masă folosit pentru alimentatie. În industrie, clorura de sodiu servește ca materie primă pentru producerea de clor, hidroxid de sodiu și sifon.

Clorura de potasiu este utilizată în agricultură ca îngrășământ cu potasiu.

Săruri ale acidului sulfuric. În construcții și medicină, ghipsul semiapos, obținut prin arderea rocii (sulfat de calciu dihidrat), este utilizat pe scară largă. Când este amestecat cu apă, se întărește rapid pentru a forma sulfat de calciu dihidrat, adică gips.

Sulfatul de sodiu decahidrat este folosit ca materie primă pentru producerea de sifon.

Săruri ale acidului azotic. Nitrații sunt folosiți mai ales ca îngrășăminte în agricultură. Cele mai importante dintre ele sunt azotatul de sodiu, azotatul de potasiu, azotatul de calciu și azotatul de amoniu. De obicei, aceste săruri se numesc nitrat.

Dintre ortofosfați, cel mai important este ortofosfatul de calciu. Această sare servește ca principală parte integrantă minerale - fosforiti si apatite. Fosforiții și apatitele sunt utilizate ca materii prime în producția de îngrășăminte fosfatice, cum ar fi superfosfatul și precipitatul.

Săruri ale acidului carbonic. Carbonatul de calciu este folosit ca materie primă pentru a produce var.

Carbonatul de sodiu (sodă) este utilizat în producția de sticlă și în fabricarea săpunului.
- Carbonatul de calciu se găsește și în natură sub formă de calcar, cretă și marmură.

Lumea materială, în care trăim și din care facem o parte infimă, este una și, în același timp, infinit diversă. Unitate și diversitate chimicale al acestei lumi se manifestă cel mai clar în legătura genetică a substanțelor, care se reflectă în așa-numita serie genetică.

Genetic numiți legătura dintre substanțe de diferite clase pe baza transformărilor lor reciproce.

Dacă baza seriei genetice este Nu chimie organică sunt substanțe formate dintr-un element chimic, atunci baza seriei genetice în chimia organică (chimia compușilor de carbon) este formată din substanțe cu același număr de atomi de carbon în moleculă.

Controlul cunoștințelor:

1. Definiți sărurile, bazele, acizii, caracteristicile acestora, principalele reacții caracteristice.

2. De ce acizii și bazele sunt combinați în grupul hidroxizi? Ce au în comun și prin ce diferă? De ce trebuie adăugate alcalii într-o soluție de sare de aluminiu și nu invers?

3. Sarcina: Dați exemple de ecuații de reacție care ilustrează aceste proprietăți generale ale bazelor insolubile.

4. Sarcină: Determinați starea de oxidare a atomilor elemente metaliceîn formulele date. Ce model poate fi văzut între stările lor de oxidare din oxid și bază?

TEME PENTRU ACASĂ:

Lucrați prin: L2.pp.162-172, repovestirea notelor de curs nr. 5.

Scrieți ecuațiile reacțiilor posibile după diagrame, indicați tipurile de reacții: a) HCl + CaO ... ;
b) HCI + Al(OH)3...;
c) Mg + HCI...;
d) Hg + HCI ... .

Împărțiți substanțele în clase de compuși. Formule ale substanțelor: 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 , Cu2O, NO2

Prelegerea nr. 6.

Tema: metale. Poziția elementelor metalice în tabel periodic. Găsirea metalelor în natură. Metalele. Interacțiunea metalelor cu nemetale (clor, sulf și oxigen).

Echipamente: tabel periodic al elementelor chimice, colecția metalelor, seria de activitate a metalelor.

Planul de studiu al subiectului

(lista de întrebări necesare studiului):

1. Poziția elementelor - metale în tabelul periodic, structura atomilor lor.

2. Metalele ca substanţe simple. Conexiune metalica, retele cristaline metalice.

3. General proprietăți fizice metale

4. Prevalența elementelor metalice și a compușilor acestora în natură.

5. Proprietăţile chimice ale elementelor metalice.

6. Conceptul de coroziune.