Азотистая кислота - это одноосновная слабая кислота, которая может существовать только в разбавленных водных растворах голубого цвета и в газовой форме. Соли данной кислоты называют азотистокислым или нитритами. Они токсичны и более устойчивы, чем сама кислота. Химическая формула данного вещества выглядит так: HNO2.
Физические свойства:
1. Молярная масса равна 47 г/моль.
2. равна 27 а.е.м.
3. Плотность составляет 1,6.
4. Температура плавления равна 42 градусам.
5. Температура кипения равна 158 градусам.
Химические свойства азотистой кислоты
1. Если раствор с азотистой кислотой нагреть, то произойдет следующая химическая реакция:
3HNO2 (азотистая кислота) = HNO3 (кислота азотная) + 2NO выделяется в виде газа)+ H2O (вода)
2. В водных растворах диссоциирует и легко вытесняется из солей более сильными кислотами:
H2SO4 (серная кислота) + 2NaNO2 (нитрит натрия) = Na2SO4 (сульфат натрия) + 2HNO2 (азотистая кислота)
3. Рассматриваемое нами вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При воздействии на него более сильных окислителей (например: хлор, пероксид водорода H2O2, окисляется до азотной кислоты (в некоторых случаях происходит образование соли азотной кислоты):
Восстановительные свойства:
HNO2 (азотистая кислота) + H2O2 (пероксид водорода) = HNO3 (азотная кислота) + H2O (вода)
HNO2 + Cl2 (хлор) + H2O (вода) = HNO3 (кислота азотная) + 2HCl (соляная кислота)
5HNO2 (азотистая кислота)+ 2HMnO4 = 2Mn(NO3)2 (нитрат марганца, соль азотной кислоты) + HNO3 (кислота азотная) + 3H2O (вода)
Окислительные свойства:
2HNO2 (азотистая кислота)+ 2HI = 2NO (оксид кислорода, в виде газа) + I2 (йод) + 2H2O (вода)
Получение азотистой кислоты
Данное вещество можно получить несколькими способами:
1. При растворении азота оксида (III) в воде:
N2O3 (оксид азота) + H2O (вода) = 2HNO3 (азотистая кислота)
2. При растворении азота оксида (IV) в воде:
2NO3 (оксид азота) + H2O (вода) = HNO3 (азотная кислота) + HNO2 (азотистая кислота)
Применение азотистой кислоты:
- диазотирование ароматических первичных аминов;
- производство солей диазония;
- в синтезе органических веществ (например, для производства органических красителей).
Воздействие азотистой кислоты на организм
Данное вещество токсично, обладает ярким мутагенным эффектом, так как по сути своей является деаминирующим агентом.
Что такое нитриты
Нитриты - это различные соли азотистой кислоты. К воздействию температур они менее устойчивы, чем нитраты. Необходимы при производстве некоторых красителей. Применяются в медицине.
Особенное значение приобрел для человека нитрит натрия. Это вещество имеет формулу NaNO2. Используется в качестве консерванта в пищевой промышленности при производстве изделий из рыбы и мяса. Представляет собой порошок чистого белого или слегка желтоватого цвета. Нитрит натрия гигроскопичен (исключение составляет очищенный нитрит натрия) и хорошо растворяется в H2O (воде). На воздухе способен постепенно окислиться до имеет сильные восстановительные свойства.
Натрия нитрит применяется в:
- химическом синтезе: для получения диазо-аминных соединений, для дезактивирования избытка натрия азида, для получения кислорода, натрия оксида и натрия азота, для поглощения углекислого газа;
- в производстве пищевых продуктов (пищевая добавка Е250): в качестве антиокислителя и антибактериального агента;
- в строительстве: в качестве противоморозной добавки к бетону в изготовлении конструкций и строительных изделий, в синтезе органических веществ, в роли ингибитора коррозии атмосферной, в производстве каучуков, попперсов, раствора добавки для взрывчатых веществ; при обработке металла для снятия слоя олова и при фосфатировании;
- в фотографии: как антиокислитель и реагент;
- в биологии и медицине: сосудорасширяющее, спазмолитическое, слабительное, бронхолитическое; как антидот при отравлении животного или человека цианидами.
В настоящее время также используются и другие соли азотистой кислоты (например, нитрит калия).
Азотная кислота относится к основным соединениям азота. Химическая формула – HNO 3 . Так какими же физическими и химическими свойствами обладает это вещество?
Физические свойства
Чистая азотная кислота не имеет цвета, обладает резким запахом, а на воздухе имеет особенность “дымиться”. Молярная масса составляет 63 г/моль. При температуре -42 градуса переходит в твердое агрегатное состояние и превращается в белоснежную массу. Безводная азотная кислота закипает при 86 градусах. В процессе смешивания с водой образует растворы отличные друг от друга по концентрации.
Данное вещество является одноосновной, то есть всегда имеет одну карбоксильную группу. Среди кислот, которые относятся к мощным окислителями, азотная кислота является одной из сильнейших. Она вступает в реакцию со многими металлами и неметаллами, органическими соединениями за счет восстановления азота
Нитраты – соли азотной кислоты. Чаще всего их используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве
Химические свойства
Электронную и структурную формулу азотной кислоты изображают следующим образом:
Рис. 1. Электронная формула азотной кислоты.
Концентрированная азотная кислота подвержена воздействию света и под его действием способна разлагаться на оксиды азота. Оксиды, в свою очередь, взаимодействуя с кислотой, растворяются в ней и придают жидкости желтоватый оттенок:
4HNO 3 =4NO 2 +O 2 +2H 2 O
Хранить вещество следует в прохладном и темном месте. При повышении ее температуры и концентрации процесс распада происходит значительно быстрее. Азот в молекуле азотной кислоты всегда имеет валентность IV, степень окисления +5, координационное число 3.
Так как азотная кислота является очень сильной кислотой, в растворах она полностью разлагается на ионы. Она реагирует с основными оксидами, с основаниями, с солями более слабых и более летучих кислот.
Рис. 2. Азотная кислота.
Эта одноосновная кислота – сильнейший окислитель. Азотная кислота действует на многие металлы. В зависимости от концентрации, активности металла и условий проведения реакции может восстанавливаться с одновременным образованием соли азотной кислоты (нитрата) до соединений.
Когда азотная кислота взаимодействует с малоактивными металлами образуется NO 2:
Cu+4HNO 3 (конц.)=Сu(NO 3) 2 +2NO 2 +2H 2 O
Разбавленная азотная кислота в такой ситуации восстанавливается до NO:
3Cu+8HNO 3 (разб.)=3Сu(NO 3) 2 +2NO+4H 2 O
Если в реакцию с разбавленной азотной кислотой вступают более активные металлы, то выделяется NO 2:
4Mg+10HNO 3 (разб.)=4Mg(NO 3) 2 +N 2 O+5H 2 O
Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами восстанавливается до солей аммония:
4Zn+10HNO 3 (очень разб.)=4Zn(NO 3) 2 +NH 4 NO 3 +3H 2 O
В концентрированной азотной кислоте устойчивы Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti. Металлы Al, Fe, Cr она «пассивирует» в результате образования на поверхности металлов оксидных пленок.
Смесь, образованная из одного объема концентрированной азотной и трех объемов концентрированной хлороводородной (соляной) кислоты называется «царской водкой».
Рис. 3. Царская водка.
Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а азотная кислота в зависимости от концентрации восстанавливается до NO или NO 2:
С+4HNO 3 (конц.)=CO 2 +4NO 2 +2H 2 O
S+6HNO 3 (конц.)=H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O
Азотная кислота способна окислять некоторые катионы и анионы, а также неорганические ковалентные соединения, например, сероводород.
3H 2 S+8HNO 3 (разб.)= 3H 2 SO 4 +8NO+4H 2 O
Азотная кислота взаимодействует со многими органическими веществами, при этом один или несколько атомов водорода в молекуле органического вещества заменяются нитрогруппами – NO 2 . Этот процесс называется нитрованием.
Независимо от концентрации окислителем в азотной кислоте являются нитратионы NO, содержащие азот в степени окисления +5. Поэтому при взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Азотная кислота окисляет все металлы за исключением самых неактивных (благородных). При этом образуются соль, вода и продукты восстановления азота (+5): NH−3 4 NO 3 , N 2 , N 2 O, NO, НNО 2 , NO 2 . Свободный аммиак не выделяется, так как он взаимодействует с азотной ки-слотой, образуя нитрат аммония:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3
При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой (30–60 % HNO 3) продуктом восстановления HNO 3 является преимущественно оксид азота (IV), независимо от природы металла, например:
Mg + 4HNO 3 (конц.) = Mg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Hg + 4HNO 3 (конц.) = Hg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Металлы переменной валентности при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой окисляются до высшей степени окисления. При этом те металлы, которые окисляются до степени окисления +4 и выше, образуют кислоты или оксиды. Например:
Sn + 4HNO 3 (конц.) = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O
2Sb + 10HNO 3 (конц.) = Sb 2 O 5 + 10NO 2 + 5H 2 O
Мо + 6HNO 3 (конц.) = H 2 МоO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
В концентрированной азотной кислоте пассивируются алюминий, хром, железо, никель, кобальт, титан и некоторые другие металлы. После обработки азотной кислотой эти металлы не взаимодействуют и с другими кислотами.
При взаимодействии металлов с разбавленной азотной кислотой продукт её восстановления зависит от восстановительных свойств металла: чем активнее металл, тем в большей степени восстанавливается азотная кислота.
Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту максимально, т.е. образуются соль, вода и NH 4 NO 3 , например:
8K + 10HNO 3 (разб.) = 8КNO 3 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O
Металлы средней активности при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуют соль, воду и азот или N 2 O. Чем левее металл в этом интервале (чем ближе к алюминию), тем вероятнее образование азота, например:
5Мn + 12HNO 3 (разб.) = 5Mn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Cd + 10HNO 3 (разб.) = 4Cd(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
Малоактивные металлы при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуют соль, воду и оксид азота (II), например:
3Сu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Но уравнения реакций в данных примерах условны, так как в действительности получается смесь соединений азота, причем, чем выше активность металла и ниже концентрация кислоты, тем ниже степень окисления азота в том продукте, которого образуется больше других.
6. Взаимодействие металлов с «царской водкой»
«Царской водкой» называется смесь концентрированных азотной и соляной кислот. Она применяется для окисления и перевода в растворимое состояние золота, платины и других благородных металлов.
Соляная кислота в царской водке затрачивается на образование комплексного соединения окисленного металла. Из сравнения полуракций 29 и 30 с полуреакциями 31–32 (табл. 1) видно, что при образовании комплексных соединений золота и платины окислительно-восстановительный потенциал уменьшается, что делает возможным их окисление азотной кислотой. Уравнения реакций золота и платины с «царской водкой» записываются так:
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO 3 + 18HCl = 3H 2 + 4NO + 8H 2 O
С «царской водкой» не взаимодействуют три металла: вольфрам, ниобий и тантал. Их окисляют смесью концентрированной азотной кислоты с фтороводородной, так как фтороводородная кислота образует более прочные комплексные соединения, чем соляная. Уравнения реакций при этом таковы:
W + 2HNO 3 + 8HF = H 2 + 2NO + 4H 2 O
3Nb + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
3Ta + 5HNO 3 + 24HF = 3H 3 + 5NO + 10H 2 O
В некоторых учебных пособиях встречается другое объяснение взаимодействия благородных металлов с «царской водкой». Считают, что в этой смеси между HNO 3 и HCl происходит катализируемая благо-родными металлами реакция, в которой азотная кислота окисляет соляную по уравнению:
HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2H 2 O
Хлорид нитрозила NOCl непрочен и разлагается по уравнению:
NOCl = NO + Cl(атомарный)
Таким образом, окислителем металла является атомарный (т.е. очень активный) хлор в момент выделения. Поэтому продуктами взаимодействия царской водки с металлами являются соль (хлорид), вода и оксид азота (II):
Au + HNO 3 + 3HCl = AuCl 3 + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO 3 + 12HCl = 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O,
а комплексные соединения образуются при последующих реакциях:
HCl + AuCl 3 = H; 2HCl + PtCl 4 = H 2
Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.
Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.
Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:
HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.
HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:
1) концентрированная HN03 , взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:
2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:
3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:
До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:
Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».
4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:
5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.
6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.
Промышленное получение азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.
Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.
34. Фосфор
Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.
Строение молекулы: способность образования?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами?-связями.
Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.
Химические свойства:
1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:
2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:
3) фосфор образует соединения с неметаллами:
Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.
При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:
Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.
При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.
Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(Р O4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.
В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.
Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV .
Физические свойства
Азотная кислота HNO 3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см 3 . В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением N О 2 и за c чет этого приобретает светло-бурый цвет:
N 2 + O 2 грозовые эл . разряды → 2NO
2NO + O 2 → 2NO 2
4Н N О 3 свет → 4 N О 2 (бурый газ) + 2Н 2 О + О 2
Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.
Получение
1. Лабораторный способ
KNO 3 + H 2 SO 4 (конц) → KHSO 4 + HNO 3 (при нагревании)
2. Промышленный способ
Осуществляется в три этапа :
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Условия: катализатор – Pt , t = 500˚С)
б) Окисление кислородом воздуха NO до NO 2
2NO + O 2 → 2NO 2
в) Поглощение NO 2 водой в присутствии избытка кислорода
4NO 2 + О 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3
или3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO (без избытка кислорода)
Тренажёр "Получение азотной кислоты"
Применение
- в производстве минеральных удобрений;
- в военной промышленности;
- в фотографии - подкисление некоторых тонирующих растворов;
- в станковой графике - для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
- в производстве взрывчатых и отравляющих веществ
Вопросы для контроля:
№1. Степень окисления атома азота в молекуле азотной кислоты
a. +4
b. +3
c. +5
d. +2
№2. Атом азота в молекуле азотной кислоты имеет валентность равную -
a. II
b. V
c. IV
d. III
№3. Какими физическими свойствами характеризуют чистую азотную кислоту?
a. без цвета
b. не имеет запаха
c. имеет резкий раздражающий запах
d. дымящая жидкость
e. окрашена в жёлтый цвет
№4. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции:
|
a) NH 3 + O 2 |
1) NO 2 |
|
b) KNO 3 + H 2 SO 4 |
2) NO 2 + О 2 + H 2 O |
|
c) HNO 3 |
3) NO + H 2 O |
|
d) NO + O 2 |
4)KHSO 4 + HNO 3 |
№5. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, покажите переход электронов, укажите процессы окисления (восстановления; окислитель (восстановитель):
NO 2 + О 2 + H 2 O ↔ HNO 3
