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 unei molecule 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 reacții chimice din poziţia teoriei disociaţiei electrolitice.
2. Întocmește ecuații de reacție pentru interacțiunea acizilor concentrați și diluați cu metalele 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 creativa: 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, ecran de proiecție) .

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

În timpul orelor:

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 scurta 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 o 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 Proprietăţi 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 muncă independentă 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 a legăturii chimice. 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.

Bibliografie

1. Kuznetsova N.E., Titova I.M., Gara N.N., Zhegin A.Yu. Chimie: manual pentru clasa a IX-a institutii de invatamant. – 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.

Acidul azotic este unul dintre principalii compuși ai azotului. Formula chimica– HNO3. Deci, ce proprietăți fizice și chimice are această substanță?

Proprietăți fizice

Acidul azotic pur este incolor și are miros înțepător, iar în aer are proprietatea de a „fumat”. Masa molară este de 63 g/mol. La o temperatură de -42 de grade devine solidă starea de agregareși se transformă într-o masă albă ca zăpada. Acidul azotic anhidru fierbe la 86 de grade. Când este amestecat cu apă, formează soluții care diferă unele de altele în concentrație.

Această substanță este monobazică, adică are întotdeauna o grupare carboxil. Printre acizii care sunt agenți oxidanți puternici, acidul azotic este unul dintre cei mai puternici. Reacționează cu multe metale și nemetale, compuși organici datorită reducerii azotului

Nitrații sunt săruri ale acidului azotic. Ele sunt cel mai adesea folosite ca îngrășăminte în agricultură

Proprietăți chimice

Formula electronică și structurală a acidului azotic este descrisă după cum urmează:

Orez. 1. Formula electronică a acidului azotic.

Acidul azotic concentrat este expus la lumină și, sub influența sa, este capabil să se descompună în oxizi de azot. Oxizii, la rândul lor, interacționează cu acidul, se dizolvă în el și dau lichidului o nuanță gălbuie:

4HNO3 =4NO2 +O2 +2H2O

Substanța trebuie păstrată într-un loc răcoros și loc intunecat. Pe măsură ce temperatura și concentrația acestuia cresc, procesul de descompunere are loc mult mai rapid. Azotul dintr-o moleculă de acid azotic are întotdeauna o valență de IV, o stare de oxidare de +5 și un număr de coordonare de 3.

Deoarece acidul azotic este un acid foarte puternic, în soluții se descompune complet în ioni. Reacționează cu oxizii bazici, cu bazele și cu sărurile acizilor mai slabi și mai volatili.

Orez. 2. Acid azotic.

Acest acid monobazic este un agent oxidant puternic. Acidul azotic atacă multe metale. În funcție de concentrația, activitatea metalului și condițiile de reacție, acesta poate fi redus cu formarea simultană a unei sări de acid azotic (nitrat) la compuși.

Când acidul azotic reacționează cu metale slab active, se formează NO2:

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

Acidul azotic diluat în această situație este redus la NO:

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

Dacă mai multe metale active reacționează cu acidul azotic diluat, se eliberează NO 2:

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

Acidul azotic foarte diluat, atunci când interacționează cu metalele active, este redus la săruri de amoniu:

4Zn+10HNO3 (foarte diluat)=4Zn(NO3)2 +NH4NO3+3H2O

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti sunt stabili în acid azotic concentrat. Ea „pasivează” metalele Al, Fe, Cr ca urmare a formării peliculelor de oxid pe suprafața metalelor.

Un amestec format dintr-un volum de acid azotic concentrat și trei volume de acid clorhidric concentrat (clorhidric) se numește „aqua regia”.

Orez. 3. Vodcă regală.

Nemetalele sunt oxidate cu acid azotic la acizii corespunzători, iar acidul azotic, în funcție de concentrație, se reduce la NO sau NO 2:

C + 4HNO3 (conc.) = CO2 +4NO2 +2H2O

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

Acidul azotic este capabil să oxideze unii cationi și anioni, precum și compuși covalenti anorganici, cum ar fi hidrogenul sulfurat.

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

Acidul azotic interacționează cu multe substanțe organice, iar unul sau mai mulți atomi de hidrogen din molecula substanței organice sunt înlocuiți cu grupări nitro - NO 2. Acest proces se numește nitrare.

Acid azotic

HNO3

S-a dovedit experimental că într-o moleculă de acid azotic între doi atomi de oxigen și un atom de azot există două legături chimice absolut identice - obligațiuni de una și jumătate. Starea de oxidare a azotului este +5, iar valența este IV.

Proprietăți fizice

Acid azotic HNO3 în forma sa pură - un lichid incolor cu un miros ascuțit sufocant, infinit solubil în apă; t°pl.= -41°C; t°fierbere = 82,6°С, r = 1,52 g/cm3 . ÎN cantități mici se formează în timpul descărcărilor de fulgere și este prezent în apa de ploaie.

N2 +O2 descărcări electrice de trăsnet→ 2NO2NO+O2 → 2NR2

Sub influența luminii, acidul azotic se descompune parțial, eliberând NO2 și datorită acestui fapt capătă o culoare maro deschis:

4HNO3 lumina → 4NO2 (gaz maro) + 2H2 O +DESPRE2

Acidul azotic foarte concentrat eliberează gaze în aer, care într-o sticlă închisă sunt detectate ca vapori maronii (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.

Chitanță

1. Metoda de laborator KNO3 +H2 ASA DE4 (conc) → KHSO4 +HNO3 (atunci cand este incalzit)2. Metoda industrială Se realizează în trei etape: a) Oxidarea amoniacului pe un catalizator de platină la NO 4NH3 +5O2 → 4NO + 6H2 O (Condiții: catalizator – Pt, t = 500˚С)b) Oxidarea NO la NO de către oxigenul atmosferic2 2NO+O2 → 2NR2 c) FĂRĂ absorbție2 apa in prezenta excesului de oxigen4NR2 + O2 + 2 ore2 O ↔ 4HNO3

Proprietăți chimice

1. Acid foarte puternic. Se disociază aproape complet în soluție apoasă:

HNO 3 = H+ + NU 3 -

Reacţionează:

2. cu oxizi bazici

CuO + 2HNO 3 = Cu(NR 3 ) 2 +H 2 O

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

sau CuO + 2H + = Cu 2+ +H 2 O

3. cu temeiuri

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 +H 2 O

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

sau H + +OH - = H 2 O

4. deplasează acizii slabi din sărurile lor


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

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

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

Proprietăți specifice ale acidului azotic

Agent oxidant puternic

1. Se descompune atunci când este expus la lumină și căldură

t°
4HNO 3 = 2H 2 O+4NO 2 +O 2

Acizii azot și azotic și sărurile acestora

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

2HNO2”NO+NO2+H2O

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

3HNO 2 „HNO 3 +H 2 O+2NO

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

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

3NO2+H20=2HNO3+NO

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

Ba(NO2)2 +H2SO4 =2HNO2 +BaSO4 ¯

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

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

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

KNO3 +Pb=KNO2+PbO

Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.

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

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

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

Acid azotic

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

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

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

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

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

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

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

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

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

Proprietăți fizice

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

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

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

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

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

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

3. Doi electroni nepereche ai atomului de azot formează o legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:

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

Proprietăți chimice

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

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

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

2. Acidul azotic se caracterizează exclusiv prin proprietăți oxidante. Cea mai importantă proprietate chimică este interacțiunea sa cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Reducerea acidului azotic depinde de concentrația sa și de natura agentului reducător. Gradul de oxidare a azotului în produsele de reducere este în intervalul de la +4 la -3:

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

Produși de reducere din reacția acidului azotic concentratii diferite cu metale de activitate diferită sunt date mai jos în diagramă.

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

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

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

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

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

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

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

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

5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.

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

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

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

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

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

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

Aplicație

Acidul azotic este cel mai important produs al industriei chimice. Cantitati mari cheltuită pentru gătit îngrășăminte cu azot, explozivi, coloranți, materiale plastice, fibre artificiale și alte materiale. Fumat

Acidul azotic este folosit în tehnologia rachetelor ca oxidant al combustibilului pentru rachete.

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 compusi 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. Când reacționează cu acidul concentrat, acesta este cel mai adesea eliberat.

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 și acidul azotic diluat (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; acidul azotic diluat, atunci când reacționează cu metale active, poate reacționa pentru a elibera hidrogen și a reduce ionul de nitrat 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 produce 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 substanțele 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 unui 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 , situată în seria tensiunii electrochimice 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

ACEA. 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 acizii.

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) · Diacizi, 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.

Alcalii 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 alcalii 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. Interacționa :

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 de baza + 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 de 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 în moleculele de baze poliacide cu reziduuri acide.

Tipuri de săruri:

Săruri duble- conțin doi cationi diferiți; se obțin prin cristalizare dintr-o soluție mixtă de săruri cu cationi diferiți, dar aceiași anioni.

Săruri amestecate- conțin doi anioni diferiți.

Sărurile 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:

KHSO 3 = K + HSO 3

· 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 frecvent 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 folosită 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.

Lume materiala, în care trăim și din care suntem o mică parte, este una și, în același timp, infinit de diversă. Unitate și diversitate substanțe chimice 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 organica 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 combinate în grupul hidroxizi? Ce au în comun și în ce fel sunt diferite? 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 observat între stările lor de oxidare din oxid și bază?

TEME PENTRU ACASĂ:

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

Notați 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 tabelul 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.