Ammooniumisoolad on väga omapärased. Kõik need lagunevad kergesti, mõned spontaanselt, näiteks ammooniumkarbonaat:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O + CO2 (reaktsioon kiireneb kuumutamisel).
Teised soolad, näiteks ammooniumkloriid (ammoonium) sublimeeruvad kuumutamisel, st lagunevad kuumutamisel esmalt ammoniaagiks ja kloriidiks ning temperatuuri langedes tekib anuma külmadele osadele uuesti ammooniumkloriid:
küte
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
jahutamine
Kuumutamisel laguneb ammooniumnitraat dilämmastikoksiidiks ja veeks. See reaktsioon võib toimuda plahvatuslikult:
NH4NO3 = N2O + H2O
Ammooniumnitrit NH4NO2 laguneb kuumutamisel lämmastikuks ja veeks, mistõttu kasutatakse seda laboris lämmastiku saamiseks.
Ammooniumisoolade kokkupuutel leelistega eraldub ammoniaak:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Ammoniaagi eraldumine on iseloomulik märk ammooniumisoolade äratundmiseks. Kõik ammooniumisoolad on kompleksühendid.
Ammoniaaki ja ammooniumisooli kasutatakse laialdaselt. Ammoniaaki kasutatakse toorainena lämmastikhappe ja selle soolade ning ammooniumisoolade tootmisel, mis on head lämmastikväetised. Sellised väetised on ammooniumsulfaat (NH4)2SO4 ja eriti ammooniumnitraat NH4NO3 ehk ammooniumnitraat, mille molekulis on kaks lämmastikuaatomit: üks ammoonium, teine nitraat. Taimed imavad esmalt ammoniaaki ja seejärel nitraati. See järeldus kuulub Venemaa agrokeemia rajajale akad. D. N. Prjanišnikov, kes pühendas oma tööd taimefüsioloogiale ja põhjendas mineraalväetiste tähtsust põllumajanduses.
Meditsiinis kasutatakse ammoniaaki ammoniaagi kujul. Külmutusseadmetes kasutatakse vedelat ammoniaaki. Ammooniumkloriidi kasutatakse Leclanché kuivgalvaanilise elemendi valmistamiseks. Ammooniumnitraadi segu alumiiniumi ja kivisöega, mida nimetatakse ammonaaliks, on võimas lõhkeaine.
Ammooniumkarbonaati kasutatakse kondiitritööstuses kergitusainena.
■ 25. Millistel ammooniumkarbonaadi omadustel põhineb selle kasutamine taigna kobestamiseks?
26. Kuidas tuvastada soolas ammooniumiooni?
27. Kuidas läbi viia mitmeid teisendusi:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03
Lämmastiku hapnikuühendid
See moodustab hapnikuga mitu ühendit, milles tal on erinevad oksüdatsiooniastmed.
Seal on dilämmastikoksiid N2O või, nagu seda nimetatakse, "naerugaas". Selle oksüdatsiooniaste on + 1. Lämmastikoksiidis NO on lämmastiku oksüdatsiooniaste + 2, dilämmastikoksiidis N2O3 - + 3, lämmastikdioksiidis NO2 - +4, lämmastikpentoksiidis või lämmastikoksiidis
anhüdriid, N2O5 - +5.
Dilämmastikoksiid N2O on soola mittemoodustav oksiid. See on gaas, mis lahustub vees hästi, kuid ei reageeri veega. Hapnikuga segatud dilämmastikoksiid (80% N2O ja 20% O2) tekitab narkootilist toimet ja seda kasutatakse nn gaasianesteesiaks, mille eeliseks on pikaajaline järelmõju puudumine.
Ülejäänud lämmastik on väga mürgine. Nende toksiline toime ilmneb tavaliselt mõne tunni jooksul pärast sissehingamist. Esmaabi seisneb suure koguse piima allaneelamises, puhta hapniku sissehingamises ja kannatanu puhkamises.
■ 28. Loetlege lämmastiku võimalikud oksüdatsiooniastmed ja nendele oksüdatsiooniastmetele vastavad.
29. Milliseid esmaabimeetmeid tuleks võtta lämmastikoksiididega mürgituse korral?
Kõige huvitavamad ja olulisemad lämmastikoksiidid on lämmastikoksiid ja lämmastikdioksiid, mida me uurime.
Lämmastikoksiid NO tekib tugevate elektrilahenduste käigus lämmastikust ja hapnikust. Äikese ajal on õhus mõnikord täheldatud lämmastikoksiidi teket, kuid seda väga väikestes kogustes. Lämmastikoksiid on värvitu ja lõhnatu gaas. Lämmastikoksiid on vees lahustumatu, mistõttu võib seda koguda vee kohal juhul, kui valmistamine toimub laboris. Laboris saadakse lämmastikoksiidi mõõdukalt kontsentreeritud lämmastikhappest selle toimel:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Korraldage koefitsiendid selles võrrandis ise.
Lämmastikoksiidi saab toota ka muul viisil, näiteks elektrikaareleegis:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
Lämmastikhappe tootmisel saadakse lämmastikoksiid ammoniaagi katalüütilise oksüdeerimise teel, millest oli juttu § 68 lk 235.
Lämmastikoksiid on soola mittemoodustav oksiid. See oksüdeerub kergesti õhuhapniku toimel ja muutub lämmastikdioksiidiks NO2. Kui oksüdeerimine viiakse läbi klaasanumas, muutub värvitu lämmastikoksiid pruuniks gaasiks - lämmastikdioksiidiks.
■ 30. Vase ja lämmastikhappe vastasmõjul eraldub 5,6 liitrit lämmastikoksiidi. Arvutage, kui palju vaske reageeris ja kui palju soola tekkis.
Lämmastikdioksiid NO2 on iseloomuliku lõhnaga pruun gaas. See on vees hästi lahustuv, kuna reageerib veega vastavalt võrrandile:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
Hapniku juuresolekul saab ainult lämmastikhapet:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Lämmastikdioksiidi NO2 molekulid ühinevad üsna kergesti paarikaupa ja moodustavad lämmastiktetroksiidi N2O4 - värvitu vedeliku, mille struktuurivalem on
See protsess toimub külmas. Kuumutamisel muutub lämmastiktetroksiid tagasi lämmastikdioksiidiks.
Lämmastikdioksiid on happeline oksiid, kuna see võib reageerida leelistega, moodustades soola ja vett. Kuna aga N2O4 modifikatsiooni lämmastikuaatomitel on erinev arv valentssidemeid, moodustub lämmastikdioksiidi reageerimisel leelisega kaks soola - nitraat ja nitrit:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Lämmastikdioksiid saadakse, nagu eespool mainitud, oksiidi oksüdeerimisel:
2NO + O2 = 2NO2
Lisaks tekib lämmastikdioksiid kontsentreeritud lämmastikhappe toimel:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(konts.)
või parem plii nitraadi kaltsineerimisel:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
■ 31. Loetlege lämmastikdioksiidi tootmise meetodid, esitades vastavate reaktsioonide võrrandid.
32. Joonistage skeem lämmastikuaatomi ehitusest oksüdatsiooniastmes +4 ja selgitage, milline peaks olema tema käitumine redoksreaktsioonides.
33. 32 g vase ja vaskoksiidi segu pandi kontsentreeritud lämmastikhappesse. Vasesisaldus segus on 20%. Millises koguses gaasi eraldub? Mitu grammi soola molekuli see tekitab?
Lämmastikhape ja nitritid
Lämmastikhape HNO2 on väga nõrk ebastabiilne hape. Seda leidub ainult lahjendatud lahustes (a = 6,3% 0,1 N lahuses). Lämmastikhape laguneb kergesti, moodustades lämmastikoksiidi ja lämmastikdioksiidi
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappes on +3. Sellise oksüdatsiooniastme juures võime tinglikult eeldada, et lämmastikuaatomi väliskihist on välja antud 3 elektroni ja alles on jäänud 2 valentselektroni. Sellega seoses on redoksreaktsioonides N+3 jaoks kaks võimalust: sellel võivad olla nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused, olenevalt sellest, millisesse keskkonda – oksüdatiivsesse või redutseerivasse – see siseneb.
Lämmastikhappe sooli nimetatakse nitrititeks. Nitrite töötlemisel väävelhappega saate lämmastikhapet:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitritid on vees hästi lahustuvad soolad. Nagu dilämmastikhape ise, võivad nitrititel olla oksüdeerivad omadused, kui nad reageerivad redutseerivate ainetega, näiteks:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…
Proovige ise leida lõpptooted ja korraldada koefitsiendid elektroonilise bilansi alusel.
Kuna eraldumist on tärklise abil lihtne tuvastada, võib see reaktsioon olla viis joogivees isegi väikeste nitritikoguste tuvastamiseks, mille olemasolu on toksilisuse tõttu ebasoovitav. Teisest küljest võib nitriti lämmastik tugeva oksüdeeriva aine mõjul oksüdeerida N +5-ks.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …
Leidke ise järelejäänud reaktsiooniproduktid, koostage elektrooniline kaal ja korraldage koefitsiendid.
■ 34. Täitke võrrand.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Mn +2).
35. Loetle lämmastikhappe ja nitritite omadused.
Lämmastikhape
HNO3 on tugev elektrolüüt. See on lenduv vedelik. Puhas keeb temperatuuril 86°, ei oma värvust; selle tihedus on 1,53. Laborid saavad tavaliselt 65% HNO3 tihedusega 1,40.
suitseb õhus, kuna selle aurud õhku tõustes ja veeauruga ühinedes moodustavad udupiisku. Lämmastikhape seguneb veega mis tahes vahekorras. Sellel on terav lõhn ja see aurustub kergesti, seetõttu tuleks kontsentreeritud lämmastikhapet valada ainult rõhu all. Kui lämmastikhape satub nahale, võib see põhjustada tõsiseid põletusi. Väike põletus annab endast teada iseloomuliku kollase laikuna nahal. Tõsised põletused võivad põhjustada haavandeid. Kui lämmastikhape satub nahale, tuleb see kiiresti rohke veega maha pesta ja seejärel nõrga soodalahusega neutraliseerida.
Kontsentreeritud 96-98% lämmastikhape satub laborisse harva ja ladustamisel laguneb see üsna kergesti, eriti valguse käes, vastavalt võrrandile:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
See on lämmastikdioksiidi mõjul püsivalt kollaseks värvunud. Liigne lämmastikdioksiid aurustub järk-järgult lahusest, koguneb lahusesse ja hape jätkab lagunemist. Sellega seoses väheneb lämmastikhappe kontsentratsioon järk-järgult. 65% kontsentratsioonil säilib lämmastikhapet pikka aega.
Lämmastikhape on üks tugevamaid oksüdeerivaid aineid. See reageerib peaaegu kõigi metallidega, kuid vesinikku ei eralda. Lämmastikhappe väljendunud oksüdeerivatel omadustel on mõnele (,) ühendile nn passiveeriv toime. See kehtib eriti kontsentreeritud hapete kohta. Sellega kokkupuutel tekib metalli pinnale väga tihe happes lahustumatu oksiidkile, mis kaitseb metalli edasise happega kokkupuute eest. Metall muutub "passiivseks". .
Kuid lämmastikhape reageerib enamiku metallidega. Kõigis reaktsioonides metallidega redutseerub lämmastik lämmastikhappes ja mida täielikumalt, seda lahjem on hape ja seda aktiivsem on metall.
Kontsentreeritud hape redutseeritakse lämmastikdioksiidiks. Selle näiteks on ülaltoodud reaktsioon vasega (vt § 70). Lahjendatud lämmastikhape vasega redutseeritakse lämmastikoksiidiks (vt § 70). Aktiivsemad taandavad näiteks lahjendatud lämmastikhappe dilämmastikoksiidiks.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Väga tugeval lahjendamisel aktiivse metalliga, näiteks tsingiga, moodustub reaktsioon ammooniumsoola:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
Kõigis antud reaktsiooniskeemides korraldage koefitsiendid, luues ise elektroonilise bilansi.
■ 36. Miks lämmastikhappe kontsentratsioon väheneb laboris säilitamisel isegi hästi suletud anumates?
37. Miks on kontsentreeritud lämmastikhape kollakaspruuni värvusega?
38. Kirjutage lahjendatud lämmastikhappe reaktsiooni võrrand rauaga. Reaktsiooniproduktid on raud(III)nitraat ja eraldub pruun gaas.
39. Kirjuta vihikusse kõik reaktsioonivõrrandid, mis iseloomustavad lämmastikhappe vastasmõju metallidega. Loetlege, millised metallid lisaks metallinitraatidele nendes reaktsioonides tekivad.
Paljud võivad põleda lämmastikhappes, näiteks kivisüsi ja:
C + HNO3 → NO + CO2
P + HNO3 → NO + H3PO4
Vaba oksüdeeritakse fosforhappeks. lämmastikhappes keetes muutub see S+6-ks ja vabast väävlist moodustub:
HNO3 + S → NO + H2SO4
Täitke reaktsioonivõrrandid ise.
Komplekssed võivad ka lämmastikhappes põleda. Näiteks tärpentin ja kuumutatud saepuru põlevad lämmastikhappes.
Lämmastikhape võib ka vesinikkloriidhapet oksüdeerida. Kolmest osast vesinikkloriidhappe ja ühest osast lämmastikhappe segu nimetatakse aqua regiaks. See nimi on antud, kuna see segu oksüdeerib ka plaatinat, mida ei mõjuta ükski happed. Reaktsioon toimub järgmistes etappides: segus endas klooriioon oksüdeeritakse vabaks ja lämmastik redutseeritakse, moodustades nitrosüülkloriidi:
HNO3 + 3HCl ⇄ Cl2 + 2H2O + NOCl
aqua regia nitrosüülkloriid
Viimane laguneb kergesti lämmastikoksiidiks ja on võrrandi kohaselt vaba:
2NOCl = 2NO + Cl2
Aqua regiasse paigutatud metall oksüdeerub kergesti nitrosüülkloriidi toimel:
Au + 3NOCl = AuCl3 + 3NO
Lämmastikhape võib reageerida nitreerimisega orgaaniliste ainetega. Sel juhul peab olema kontsentreeritud. Kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappe segu nimetatakse nitreerivaks seguks. Sellist segu kasutades saab nitroglütseriini saada glütseriinist, nitrobenseeni benseenist, nitrotselluloosi kiududest jne. Tugevalt lahjendatud olekus on lämmastikhappel hapetele iseloomulikud omadused.
■ 40. Tooge oma näiteid hapete tüüpilistest omadustest seoses lämmastikhappega. Kirjutage võrrandid molekulaarses ja. ioonsed vormid.
41. Miks on keelatud transportida kontsentreeritud lämmastikhappe pudeleid, mis on pakendatud puitlaastudesse?
42. Kui kontsentreeritud lämmastikhapet testitakse fenoolftaleiiniga, omandab fenoolftaleiin oranži värvuse, mitte ei jää värvituks. Mis seda seletab?
Laboris on lämmastikhapet väga lihtne hankida. Tavaliselt saadakse selle soolade asendamisel väävelhappega, näiteks:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
Joonisel fig. 61 on näidatud lämmastikhappe tootmise laboriseade.
Tööstuses kasutatakse ammoniaaki lämmastikhappe tootmise toorainena. Ammoniaagi oksüdeerimisel plaatina katalüsaatori juuresolekul moodustub lämmastikoksiid:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Nagu eespool öeldud, oksüdeerub lämmastikoksiid õhuhapniku toimel kergesti lämmastikdioksiidiks:
2NO + O2 = 2NO2
ja lämmastikdioksiid, ühinedes veega, moodustab lämmastikhappe ja jälle lämmastikoksiidi vastavalt võrrandile:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Seejärel tarnitakse oksüdeerimiseks uuesti lämmastikoksiid:
Protsessi esimene etapp – ammoniaagi oksüdeerimine lämmastikoksiidiks – viiakse läbi kontaktaparaadis temperatuuril 820°. Katalüsaatoriks on roodiumilisandiga plaatinavõre, mida kuumutatakse enne seadme käivitamist. Kuna reaktsioon on eksotermiline, kuumenevad võred seejärel reaktsiooni enda kuumuse tõttu. Kontaktaparaadist eralduv lämmastikoksiid jahutatakse temperatuurini umbes 40°, kuna lämmastikoksiidi oksüdatsiooniprotsess kulgeb madalamal temperatuuril kiiremini. Temperatuuril 140° laguneb tekkiv lämmastikdioksiid uuesti lämmastik- ja hapnikuoksiidideks.
Lämmastikoksiidi oksüdeerimine dioksiidiks viiakse läbi tornides, mida nimetatakse absorberiteks, tavaliselt rõhu all 8-10 atm. Nad neelavad (absorbeerivad) samaaegselt veega tekkivat lämmastikdioksiidi. Lämmastikdioksiidi paremaks omastamiseks lahus jahutatakse. Tulemuseks on 50-60% lämmastikhapet.
Lämmastikhappe kontsentreerimine viiakse läbi kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul destilleerimiskolonnides. moodustab olemasoleva veega hüdraate, mille keemistemperatuur on kõrgem kui lämmastikhappel, mistõttu lämmastikhappe aurud eralduvad segust üsna kergesti. Nende aurude kondenseerimisel on võimalik saada 98-99% lämmastikhapet. Tavaliselt kasutatakse kontsentreeritumat hapet harva.
■ 43. Kirjutage vihikusse kõik reaktsioonide võrrandid, mis tekivad lämmastikhappe tootmisel laboratoorsete ja tööstuslike meetoditega.
44. Kuidas läbi viia mitmeid teisendusi:
45. Kui palju 10% lahust saab valmistada lämmastikhappest, mis saadakse 2,02 kg kaaliumnitraadi reageerimisel väävelhappe liiaga?
46. Määrake 63% lämmastikhappe molaarsus.
47. Kui palju lämmastikhapet saab 1 tonnist ammoniaagist 70% saagisega?
48. Silinder täideti vee väljatõrjumise teel lämmastikoksiidiga. Siis, ilma veest välja võtmata, pandi selle alla gaasimeetri toru.
(vt. joon. 34) ja hakkas vahele jätma. Kirjeldage, mida tuleks silindris jälgida, kui hapniku liig ei ole lubatud. Põhjenda oma vastust reaktsioonivõrranditega.
Riis. 62. Söe põletamine sulas soolalahuses. 1 - sulatatud soolapeeter; 2 - söe põletamine; 3 - liiv.
Lämmastikhappe soolad
Lämmastikhappe sooli nimetatakse nitraatideks. Leelismetallide, aga ka kaltsiumi ja ammooniumi nitraate nimetatakse nitraatideks. Näiteks KNO3 on kaaliumnitraat, NH4NO3 on ammooniumnitraat. Naatriumnitraadi looduslikke ladestusi leidub Tšiilis tohututes kogustes, mistõttu seda soola nimetatakse Tšiili nitraadiks.
Riis. 62. Söe põletamine sulas soolas. 1 - sulatatud soolapeeter; 2 - söe põletamine; 3 - liiv.
Lämmastikhappe soolad, nagu ka ise, on tugevad oksüdeerijad. Näiteks leelismetallisoolad eraldatakse sulamise käigus võrrandi järgi:
2KNO3 = 2KNO2+ O2
Tänu sellele põlevad kivisüsi ja muud kergestisüttivad ained sulas soolapeetris (joon. 62).
Hapniku vabanemisel lagunevad ka raskmetallide soolad, kuid erineva mustri järgi.
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
Riis. 63. Lämmastiku ringkäik looduses
Kaaliumnitraati kasutatakse musta püssirohu valmistamiseks. Selleks segatakse see kivisöe ja väävliga. Seda ei kasutata sel eesmärgil, kuna see on hügroskoopne. Süttimisel põleb must pulber intensiivselt vastavalt võrrandile:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Kaltsium- ja ammooniumnitraadid on väga head lämmastikväetised. Viimasel ajal on kaaliumnitraat laialt levinud ka väetisena.
Lämmastikhapet kasutatakse laialdaselt keemiliste ravimite (streptotsiid), orgaaniliste värvainete, tselluloidi, filmide ja fotofilmide tootmisel. Lämmastikhappe sooli kasutatakse pürotehnikas laialdaselt.
Looduses toimub lämmastikuringe, mille käigus taimed, kui nad surevad, tagastavad saadud lämmastiku mulda tagasi. Taimedest toituvad loomad viivad lämmastikku mulda väljaheidete kujul ja pärast surma lähevad nende surnukehad mädanema ning viivad seeläbi ka sealt saadud lämmastiku tagasi mulda (joon. 63). Saaki koristades sekkub inimene sellesse tsüklisse, rikub seda ja kurnab seeläbi mulda lämmastikust, mistõttu on vaja põldudele anda lämmastikku mineraalväetiste kujul.
■ 49. Kuidas viia läbi rida teisendusi
2 HNO 2 EI + EI 2 + H 2 O.
Lämmastikhappe sooladeks nimetatakse nitritid või lämmastikhape. Nitritid on palju stabiilsemad kui HNO2, nad on kõik mürgised.
2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O,
HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O,
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O.
Lämmastikhappe struktuur.
Gaasifaasis eksisteerib tasapinnaline lämmastikhappemolekul kahe konfiguratsiooni kujul: cis- ja trans-:
Toatemperatuuril domineerib trans-isomeer: see struktuur on stabiilsem. Niisiis, cis jaoks - HNO2(G) DG° f= –42,59 kJ/mol ja trans- HNO2(G) DG= –44,65 kJ/mol.
Lämmastikhappe keemilised omadused.
Vesilahustes on tasakaal:
Kuumutamisel lämmastikhappe lahus laguneb, eraldub EI ja lämmastikhappe moodustumine:
HNO2 dissotsieerub vesilahustes ( K D=4,6·10−4), veidi tugevam kui äädikhape. Kergesti asendatav tugevamate hapetega sooladest:
Lämmastikhappel on oksüdeerivad ja redutseerivad omadused. Tugevamate oksüdeerivate ainete (vesinikperoksiid, kloor, kaaliumpermanganaat) toimel toimub oksüdeerumine lämmastikhappeks:
Lisaks võib see oksüdeerida aineid, millel on redutseerivad omadused:
Lämmastikhappe valmistamine.
Lämmastikhape saadakse lämmastikoksiidi (III) lahustamisel N2O3 vees:
Lisaks tekib see lämmastikoksiidi (IV) lahustamisel vees. EI 2:
.
Lämmastikhappe pealekandmine.
Lämmastikhapet kasutatakse primaarsete aromaatsete amiinide diasotiseerimiseks ja diasooniumsoolade moodustamiseks. Nitriteid kasutatakse orgaanilises sünteesis orgaaniliste värvainete tootmisel.
Lämmastikhappe füsioloogiline toime.
Lämmastikhape on mürgine ja sellel on tugev mutageenne toime, kuna see on deamineeriv aine.
Lämmastikhape. Puhas lämmastikhape HNO 3 on värvitu vedelik tihedusega 1,51 g/cm temperatuuril -42 °C, mis tahkub läbipaistvaks kristalliliseks massiks. Õhus, nagu kontsentreeritud vesinikkloriidhape, "suitsetab", kuna selle aurud moodustavad koos õhuniiskusega väikesed udupiiskad,
Lämmastikhape ei ole vastupidav, isegi valguse mõjul laguneb see järk-järgult:
Mida kõrgem on temperatuur ja kontsentreeritum hape, seda kiiremini toimub lagunemine. Vabanenud lämmastikdioksiid lahustub happes ja annab sellele pruuni värvi.
Lämmastikhape on üks võimsamaid happeid; lahjendatud lahustes laguneb täielikult H + ja -NO 3 ioonideks.
Lämmastikhappe oksüdatiivsed omadused. Lämmastikhappe iseloomulik omadus on selle väljendunud oksüdeerimisvõime. Lämmastikhape-üks
üks energilisemaid oksüdeerijaid. Paljud mittemetallid oksüdeeritakse sellega kergesti, muutudes vastavateks hapeteks. Seega lämmastikhappega keetmisel oksüdeerub väävel järk-järgult väävelhappeks, fosfor fosforhappeks. Kontsentreeritud HNO 3 -sse sukeldatud hõõguv kivisüsi süttib eredalt.
Lämmastikhape mõjutab peaaegu kõiki metalle (välja arvatud kuld, plaatina, tantaal, roodium, iriidium), muutes need nitraatideks ja mõned metallid oksiidideks.
Kontsentreeritud HNO 3 passiveerib mõningaid metalle. Lomonosov avastas ka, et raud, mis lahustub kergesti lahjendatud lämmastikhappes, ei lahustu
külmas kontsentreeritud HNO3-s. Hiljem leiti, et lämmastikhappel on kroomile ja alumiiniumile sarnane toime. Need metallid lähevad alla
kontsentreeritud lämmastikhappe toimel passiivsesse olekusse.
Lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappes on 4-5. Oksüdeeriva ainena toimides saab HNO 3 redutseerida erinevateks toodeteks:
Kviitung.
1. Laboris saadakse lämmastikhape veevabade nitraatide reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega:
Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3.
2. Tööstuses toimub lämmastikhappe tootmine kolmes etapis:
1. Ammoniaagi oksüdeerimine lämmastikoksiidiks (II):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O
2. Lämmastikoksiidi (II) oksüdeerimine lämmastikoksiidiks (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2
3. Lämmastikoksiidi (IV) lahustamine vees liigse hapnikuga:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3
Keemilised omadused . Näitab kõiki hapete omadusi. Lämmastikhape on üks võimsamaid mineraalhappeid.
1. Vesilahustes dissotsieerub see täielikult ioonideks:
HNO 3 → H + + NO - 3
2. Reageerib metallioksiididega:
MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,
3. Reageerib alustega:
Mg(OH)2 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + 2H2O,
4. Kontsentreeritud HNO 3 taandatakse kõige aktiivsemate metallidega koostoimel Al-ks N 2 O-ks. Näiteks:
4Ca + 10HNO3 → 4Ca(NO3)2 + N2O+ 5H2O
5. Kontsentreeritud HNO 3 redutseerub vähemaktiivsete metallidega (Ni, Cu, Ag, Hg) koostoimel NO 2-ks. Näiteks:
4HNO3 + Ni → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
6. Kontsentreeritud HNO 3 reageerib sarnaselt mittemetallidega. Mittemetall on oksüdeerunud. Näiteks:
5HNO3 + Po → HP + 5O3 + 5NO2 + 2H2O.
C lämmastikhappe soolad – nitraadid Kuumutamisel lagunevad need vastavalt järgmisele skeemile:
vasakule Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2
Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2
paremale Cu MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2
Rakendus.
Lämmastikhapet kasutatakse lämmastikväetiste, raviainete ja lõhkeainete tootmiseks.
Vesinik. Aatomi struktuur, füüsikalised ja keemilised omadused, vesiniku tootmine ja kasutamine.
VESINIK, H, keemiline element aatomnumbriga 1, aatommass 1,00794.
Looduslik vesinik koosneb kahe stabiilse nukliidi segust massinumbritega 1,007825 (99,985% segus) ja 2,0140 (0,015%). Lisaks sisaldab looduslik vesinik alati tühistes kogustes radioaktiivset nukliidi – triitium 3 H (poolestusaeg T1/2 = 12,43 aastat). Kuna vesinikuaatomi tuum sisaldab ainult 1 prootonit (elemendi aatomi tuumas ei saa olla vähem prootoneid), siis mõnikord öeldakse, et vesinik moodustab D. I. Mendelejevi perioodilise elementide süsteemi loomuliku alumise piiri (kuigi element vesinik ise asub ülemistes osatabelites). Element vesinik asub perioodilisuse tabeli esimesel perioodil. See kuulub nii rühma 1 (rühma IA leelismetallid) kui ka rühma 7 (rühma VIIA halogeenid).
Vesiniku isotoopide aatommassid erinevad suuresti (mitu korda). See toob kaasa märgatavad erinevused nende käitumises füüsikalistes protsessides (destilleerimine, elektrolüüs jne) ning teatud keemilised erinevused (erinevusi ühe elemendi isotoopide käitumises nimetatakse isotoopide mõjuks, vesiniku puhul on isotoopide mõju kõige olulisem). Seetõttu on vesiniku isotoopidel erinevalt kõigi teiste elementide isotoopidest erilised sümbolid ja nimed. Vesinikku massiarvuga 1 nimetatakse kergeks vesinikuks ehk protiumiks (ladina Protium, kreeka keelest protos - esimene), mida tähistatakse sümboliga H ja selle tuuma nimetatakse prootoniks, sümbol p. Vesinikku massinumbriga 2 nimetatakse raskeks vesinikuks, deuteeriumiks (ladina Deuterium, kreeka keelest deuteros - teine), selle tähistamiseks kasutatakse sümboleid 2 H või D (loe “de”), tuum d on deuteron. Radioaktiivset isotoopi massinumbriga 3 nimetatakse üliraskeks vesinikuks või triitiumiks (ladina Tritum, kreeka keelest tritos - kolmas), sümbol 3 H või T (loe "need"), tuum t - tritoon.
Neutraalse ergastamata vesinikuaatomi üksiku elektronkihi konfiguratsioon on 1s1. Ühendites on selle oksüdatsiooniaste +1 ja harvem –1 (valentsus I). Neutraalse vesinikuaatomi raadius on 0,0529 nm. Aatomi ionisatsioonienergia on 13,595 eV, elektronide afiinsus 0,75 eV. Paulingi skaala järgi on vesiniku elektronegatiivsus 2,20. Vesinik on mittemetall.
Vabal kujul on see kergelt süttiv gaas, millel pole värvi, lõhna ega maitset.
Füüsilised ja keemilised omadused: tavatingimustes on vesinik kerge (tihedus normaaltingimustes 0,0899 kg/m3) värvitu gaas. Sulamistemperatuur –259,15°C, keemistemperatuur –252,7°C. Vedela vesiniku (keemistemperatuuril) tihedus on 70,8 kg/m 3 ja see on kõige kergem vedelik. Elektroodi standardpotentsiaal H 2 /H– vesilahuses on võrdne 0-ga. Vesinik lahustub vees halvasti: temperatuuril 0 °C on lahustuvus alla 0,02 cm 3 / ml, kuid mõnes metallis lahustub see hästi ( käsnraud ja teised), eriti hea - metallpallaadiumis (umbes 850 mahuosa vesinikku 1 mahuosa metallis). Vesiniku põlemissoojus on 143,06 MJ/kg.
Esineb kaheaatomiliste H 2 molekulide kujul. H2 dissotsiatsioonikonstant aatomiteks 300 K juures on 2,56·10–34. H 2 molekuli aatomiteks dissotsiatsioonienergia on 436 kJ/mol. Tuumadevaheline kaugus H2 molekulis on 0,07414 nm.
Kuna iga H-aatomi tuumal, mis on molekuli osa, on oma spinn, võib molekulaarne vesinik olla kahes vormis: ortovesiniku kujul (o-H 2) (mõlemal spinnil on sama orientatsioon) ja paravesiniku kujul ( p-H 2 ) (seljad on erineva orientatsiooniga). Tavalistes tingimustes on tavaline vesinik 75% o-H2 ja 25% p-H2 segu. P- ja o-H 2 füüsikalised omadused erinevad üksteisest veidi. Seega, kui puhta o-H 2 keemistemperatuur on 20,45 K, siis puhta p-H 2 on 20,26 K. o-H 2 muutumisega p-H 2 -ks kaasneb soojuse eraldumine 1418 J/mol.
Aatomitevahelise keemilise sideme suurt tugevust H2 molekulis (mis nt molekulaarorbitaalmeetodit kasutades saab seletada sellega, et selles molekulis paikneb elektronpaar sideorbitaalil ja antisiduv orbitaal on ei ole hõivatud elektronidega) toob kaasa asjaolu, et toatemperatuuril on gaas vesinik keemiliselt inaktiivne. Niisiis, ilma kuumutamiseta, lihtsa segamise korral reageerib vesinik (plahvatuslikult) ainult fluorigaasiga (F):
H2 + F2 = 2HF + Q.
Vesiniku ja kloori (Cl) segu kiiritamisel ultraviolettvalgusega toatemperatuuril täheldatakse kohest vesinikkloriidi HCl moodustumist. Vesiniku reaktsioon hapnikuga (O) toimub plahvatuslikult, kui nende gaaside segule lisatakse katalüsaator, metallpallaadium (Pd) (või plaatina (Pt)). Süttimisel plahvatab vesiniku ja hapniku segu (O) (nn detoneeriv gaas) ning plahvatus võib toimuda segudes, milles vesiniku sisaldus jääb vahemikku 5–95 mahuprotsenti. Puhas vesinik õhus või puhtas hapnikus (O) põleb vaikselt, eraldades suurel hulgal soojust:
H 2 + 1/2O 2 = H 2 O + 285,75 kJ/mol
Kui vesinik interakteerub teiste mittemetallide ja metallidega, siis ainult teatud tingimustel (kuumutamine, kõrge rõhk, katalüsaatori olemasolu). Seega reageerib vesinik pöörduvalt lämmastikuga (N) kõrgendatud rõhul (20-30 MPa või rohkem) ja temperatuuril 300-400 °C katalüsaatori - raua (Fe) juuresolekul:
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
Samuti reageerib vesinik ainult kuumutamisel väävliga (S), moodustades vesiniksulfiidi H 2 S, broomiga (Br), moodustades vesinikbromiidi HBr, ja joodiga (I), moodustades vesinikjodiidi HI. Vesinik reageerib kivisöega (grafiidiga), moodustades erineva koostisega süsivesinike segu. Vesinik ei interakteeru otseselt boori (B), räni (Si), fosforiga (P), nende elementide ühendid vesinikuga saadakse kaudselt.
Kuumutamisel on vesinik võimeline reageerima leelise, leelismuldmetallide ja magneesiumiga (Mg), moodustades ioonse sidemega ühendeid, mis sisaldavad vesinikku oksüdatsiooniastmes –1. Seega, kui kaltsiumi kuumutatakse vesiniku atmosfääris, moodustub soolataoline hüdriid koostisega CaH2. Polümeer-alumiiniumhüdriid (AlH 3)x - üks võimsamaid redutseerijaid - saadakse kaudselt (näiteks kasutades alumiiniumorgaanilisi ühendeid). Paljude siirdemetallidega (näiteks tsirkoonium (Zr), hafnium (Hf) jne) moodustab vesinik muutuva koostisega ühendeid (tahked lahused).
Vesinik on võimeline reageerima mitte ainult paljude lihtsate, vaid ka keerukate ainetega. Kõigepealt tuleb märkida vesiniku võimet redutseerida paljusid metalle nende oksiididest (näiteks raud (Fe), nikkel (Ni), plii (Pb), volfram (W), vask (Cu) jne. ). Seega, kui raud (Fe) kuumutatakse temperatuurini 400–450 °C ja üle selle, redutseeritakse vesiniku toimel mis tahes selle oksiidist, näiteks:
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
Tuleb märkida, et oksiididest saab vesinikuga redutseerida ainult mangaani (Mn) taga olevate standardpotentsiaalide reas olevaid metalle. Aktiivsemad metallid (sh mangaan (Mn)) ei redutseerita oksiididest metalliks.
Vesinik on võimeline lisama paljudele orgaanilistele ühenditele kaksik- või kolmiksidet (need on nn hüdrogeenimisreaktsioonid). Näiteks nikkelkatalüsaatori juuresolekul on võimalik teostada etüleeni C 2 H 4 hüdrogeenimist ja moodustub etaan C 2 H 6:
C2H4 + H2 = C2H6.
Metanooli toodetakse tööstuslikult süsinikmonooksiidi (II) ja vesiniku reaktsioonil:
2H2 + CO = CH3OH.
Ühendites, milles vesinikuaatom on ühendatud elektronegatiivsema elemendi E aatomiga (E = F, Cl, O, N), tekivad molekulide vahel vesiniksidemed (ühendatakse sama või kahe erineva elemendi kaks E-aatomit üksteisele läbi H-aatomi: E"... N... E"", kusjuures kõik kolm aatomit asuvad samal sirgel). Sellised sidemed eksisteerivad vee, ammoniaagi, metanooli jne molekulide ja plii vahel. nende ainete keemistemperatuuri märgatavale tõusule, aurustumissoojuse tõusule jne.
Kviitung: Vesinikku saab toota mitmel viisil. Tööstuses kasutatakse selleks maagaase, aga ka gaase, mida saadakse nafta rafineerimisel, koksimisel ja söe ja muude kütuste gaasistamisel. Maagaasist (peamine komponent on metaan) vesiniku tootmisel toimub see katalüütilise vastasmõju veeauruga ja mittetäieliku oksüdatsiooniga hapnikuga (O):
CH4 + H2O = CO + 3H2 ja CH4 + 1/2 O2 = CO 2 + 2H2
Vesiniku eraldamine koksiahju gaasist ja nafta rafineerimisgaasidest põhineb nende veeldamisel sügavjahutamisel ja vesinikust kergemini veelduvate gaaside segust eemaldamisel. Kui odav elekter on saadaval, toodetakse vesinikku vee elektrolüüsil, juhtides voolu läbi leeliselahuste. Laboritingimustes saadakse vesinikku kergesti metallide reageerimisel hapetega, näiteks tsink (Zn) vesinikkloriidhappega.
Rakendus: vesinikku kasutatakse ammoniaagi NH3, vesinikkloriidi HCl, metanooli CH 3 OH sünteesil, looduslike süsivesinike hüdrokrakkimisel (krakkimisel vesiniku atmosfääris), redutseerijana teatud metallide tootmisel. Looduslike taimeõlide hüdrogeenimisel saadakse tahke rasv – margariin. Vedelat vesinikku kasutatakse raketikütusena ja ka jahutusvedelikuna. Keevitamisel kasutatakse hapniku (O) ja vesiniku segu.
Omal ajal pakuti, et lähitulevikus on peamiseks energiatootmise allikaks vesiniku põlemisreaktsioon ning vesinikuenergia tõrjub välja traditsioonilised energiatootmise allikad (kivisüsi, nafta jne). Eeldati, et vee elektrolüüsi on võimalik kasutada suures mahus vesiniku tootmiseks. Vee elektrolüüs on üsna energiamahukas protsess ja praegu on vesiniku tootmine elektrolüüsi teel tööstuslikus mastaabis kahjumlik. Kuid eeldati, et elektrolüüs põhineb keskmise temperatuuriga (500–600 °C) soojuse kasutamisel, mida tuumajaamade töötamise ajal esineb suurtes kogustes. Selle soojuse kasutusala on piiratud ning selle abil vesiniku tootmise võimalus lahendaks nii keskkonnaprobleemi (vesiniku põletamisel õhus on keskkonnale kahjulike ainete hulk minimaalne) kui ka keskmise temperatuuriga soojuse ärakasutamise probleemi. Kuid pärast Tšernobõli katastroofi piirati tuumaenergia areng kõikjal, nii et see energiaallikas muutus kättesaamatuks. Seetõttu on vesiniku kui energiaallika laialdase kasutamise väljavaated endiselt nihkumas, vähemalt kuni 21. sajandi keskpaigani.
Ravi omadused : vesinik ei ole mürgine, kuid selle käitlemisel tuleb pidevalt arvestada selle suure tule- ja plahvatusohuga ning vesiniku plahvatusoht suureneb tänu gaasi suurele difundeerumisvõimele isegi läbi mõne tahke materjali. Enne vesinikuatmosfääris kuumutamise alustamist tuleks veenduda, et see on puhas (vesinikku süüdates tagurpidi keeratud katseklaasis peaks heli olema tuhm, mitte haukuma).
27 Mikroorganismide positsioon elusmaailma süsteemis. Mikroorganismide mitmekesisus ja nende ühisosa teiste organismidega. Mikroorganismide põhiomadused: väike raku suurus, kõrge metaboolne aktiivsus, nende ainevahetuse kõrge plastilisus (kiire kohanemine muutuvate keskkonnatingimustega, “kõikjal”), võime kiiresti paljuneda, nõrk morfoloogiline diferentseerumine, ainevahetusprotsesside mitmekesisus.
Mikroorganismid, (mikroobid) on koondnimetus elusorganismide rühmale, mis on liiga väikesed, et neid palja silmaga näha (nende iseloomulik suurus on alla 0,1 mm). Mikroorganismide hulka kuuluvad nii tuumavabad (prokarüootid: bakterid, arheed) kui ka eukarüootid: mõned seened, protistid, kuid mitte viirused, mis tavaliselt liigitatakse eraldi rühma. Enamik mikroorganisme koosneb ühest rakust, kuid on ka mitmerakulisi mikroorganisme, nagu on ka mõned palja silmaga nähtavad üherakulised makroorganismid, näiteks Caulerpa perekonna esindajad Thiomargarita namibiensis (need on hiiglaslikud polükarüonid). Mikrobioloogiateadus uurib neid organisme.
Mikroorganismide metaboolse potentsiaali kõikjal esinemine ja koguvõimsus määrab nende kõige olulisema rolli ainete ringlemisel ja dünaamilise tasakaalu säilitamisel Maa biosfääris.
Lühike uurimine mikromaailma erinevate esindajate kohta, mis hõivavad teatud suurusega “korrused”, näitab, et reeglina on objektide suurus kindlasti seotud nende struktuurilise keerukusega. Vabalt elava üherakulise organismi suuruse alumise piiri määrab ruum, mis on vajalik iseseisvaks eksisteerimiseks vajaliku aparaadi pakkimiseks raku sees. Mikroorganismide suuruse ülempiiri piirangu määrab tänapäevaste kontseptsioonide kohaselt raku pinna ja mahu vaheline suhe. Lahtrite suuruse kasvades suureneb pind ruudus ja maht kuubis, mistõttu nende suuruste suhe nihkub viimase poole.
Mikroorganismid elavad peaaegu kõikjal, kus on vett, sealhulgas kuumaveeallikates, maailma ookeani põhjas ja ka sügaval maapõues. Nad on ökosüsteemides ainevahetuse oluline lüli, täites peamiselt lagundajate rolli, kuid mõnes ökosüsteemis on nad ainsad biomassi tootjad – tootjad.
Erinevates keskkondades elavad mikroorganismid osalevad väävli, raua, fosfori ja muude elementide ringluses, viivad läbi loomse ja taimse päritoluga orgaaniliste ainete, aga ka abiogeense päritoluga ainete (metaan, parafiinid) lagundamist ning tagavad vee isepuhastumise. reservuaarides.
Kuid mitte kõik mikroorganismide tüübid ei too inimestele kasu. Väga suur hulk mikroorganismide liike on inimestele ja loomadele oportunistlikud või patogeensed. Mõned mikroorganismid põhjustavad põllumajandussaaduste riknemist, kahandavad mulda lämmastikusisaldusest, põhjustavad veekogude reostust ja mürgiste ainete (näiteks mikroobide toksiinide) kuhjumist toiduainetesse.
Mikroorganisme iseloomustab hea kohanemisvõime keskkonnategurite toimega. Erinevad mikroorganismid võivad kasvada temperatuuril –6° kuni +50-75°. Kõrgendatud temperatuuridel ellujäämise rekordi püstitas arhaea, mille mõned uuritud kultuurid kasvavad toitekeskkonnas temperatuuril üle 110 °C, näiteks Methanopyrus kandleri (tüvi 116) kasvab 122 °C juures, mis on kõigi teadaolevate organismide rekordkõrge temperatuur.
Looduses eksisteerivad selle temperatuuriga elupaigad surve all ookeanide põhjas asuvates kuumades vulkaanilistes allikates (mustad suitsetajad).
On teada, et mikroorganismid vohavad ioniseeriva kiirguse tasemel, mis on surmav hulkraksetele olenditele, laias pH-vahemikus, 25% naatriumkloriidi kontsentratsioonil, tingimustes, kus hapnikusisaldus on erinev kuni selle täieliku puudumiseni (anaeroobsed mikroorganismid).
Samal ajal põhjustavad patogeensed mikroorganismid haigusi inimestel, loomadel ja taimedel.
Kõige laialdasemalt tunnustatud teooriad elu tekke kohta Maal viitavad sellele, et protomikroorganismid olid esimesed elusorganismid, mis evolutsiooni käigus ilmusid.
Praegu on kõik mikroorganismid jagatud kolme kuningriiki:
1. Procariotae. See kuningriik hõlmab igat tüüpi baktereid, riketsiat, klamüüdiat, mükoplasma jne. Rakkudel on ühe kromosoomiga tuum. Tuum ei ole raku tsütoplasmast eraldatud. Lihtne jaotustsükkel kitsendamise teel. On mitmeid unikaalseid organelle, nagu plasmiidid ja mesosoomid. Fotosünteesi võime puudub.
2. Eucariotae. Selle kuningriigi esindajad on seened ja algloomad. Rakk sisaldab tuuma, mis on tsütoplasmast piiritletud membraaniga ja millel on mitu kromosoomi. Kõrgematele loomadele iseloomulikke organelle on mitmeid: mitokondrid, endoplasmaatiline retikulum, Golgi aparaat. Mõnedel selle kuningriigi esindajatel on kloroplastid ja nad on võimelised fotosünteesiks. Neil on keeruline elutsükkel.
3. Vira. Viirused kuuluvad sellesse kuningriiki. Virioni eripäraks on ainult ühte tüüpi nukleiinhapete olemasolu: RNA või DNA, mis on suletud kapsiidi sisse. Viirusel ei pruugi olla ühist väliskest. Viiruse paljunemine võib toimuda alles pärast manustamist teise rakku, kus toimub replikatsioon.
Lämmastikhapet HN0 2 tuntakse ainult lahjendatud lahustes. See on ebastabiilne, seetõttu ei eksisteeri seda puhtal kujul. Lämmastikhappe valemit võib esitada kahe tautomeerse vormina:
Nitritiioonil N02 on nurkne kuju:
Kuumutamisel laguneb lämmastikhape:
Lämmastikhappes sisalduva lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3, mis vastab kõrgeima (+5) ja madalaima (-3) oksüdatsiooniastme vahepealsele olekule. Seetõttu on lämmastikhappel nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused.
Oksüdeerija:
Redutseeriv aine:
Lämmastikhappe soolad – nitritid – on stabiilsed ühendid ja, välja arvatud AgN0 2, lahustuvad vees kergesti. Nagu dilämmastikhappel endal, on nitrititel redoks-omadused.
Oksüdeerija:
Redutseeriv aine:
Reaktsiooni KI-ga happelises keskkonnas kasutatakse analüütilises keemias laialdaselt nitritiooni NO 2 tuvastamiseks (eralduv vaba jood värvib tärkliselahust).
Enamik lämmastikhappe sooli on mürgised. Kõige laialdasemalt kasutatakse naatriumnitritit NaN0 2, mida kasutatakse laialdaselt orgaaniliste värvainete, raviainete tootmisel ja analüütilises keemias. Meditsiinipraktikas kasutatakse seda vasodilataatorina stenokardia korral.
Lämmastikhapet HN03 saab laboritingimustes kontsentreeritud väävelhappe toimel NaN03-le:
Lämmastikhapet toodetakse tööstuslikus mastaabis ammoniaagi katalüütilisel oksüdeerimisel atmosfäärihapnikuga. See meetod HN() 3 saamiseks koosneb mitmest etapist. Esiteks juhitakse ammoniaagi ja õhu segu temperatuuril 800 °C üle plaatina katalüsaatori. Ammoniaak oksüdeeritakse NO-ks:
Jahtumisel toimub NO edasine oksüdatsioon N02-ks:
Saadud NO 2 lahustub vees, moodustades HN03:
Puhas lämmastikhape on värvitu vedelik, mis muutub 42°C juures kristalliliseks. Õhus see "suitsetab", kuna selle aurud koos õhuniiskusega moodustavad väikesed udupiiskad. Seguneb veega mis tahes vahekorras. HN0 3 on lameda struktuuriga:
HN03 lämmastik on ühe laenguga ja tetrakovalentne. Nitraadiioonil NO 3 on lame kolmnurga kuju, mis on seletatav lämmastiku valentsorbitaalide ^-hübridisatsiooniga:
Lämmastikhape on üks tugevamaid happeid. Vesilahustes dissotsieerub see täielikult H + ja N0 3 ioonideks.
Lämmastikhapet iseloomustavad eranditult oksüdeerivad omadused. Lämmastikhappes sisalduv lämmastik on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, +5, nii et see saab juurde vaid elektrone. Lämmastikhape laguneb juba valguse mõjul N0 2 ja 0 2 vabanemisega:
Olenevalt lämmastikhappe kontsentratsioonist ja redutseerija olemusest tekivad erinevad produktid, kus lämmastiku oksüdatsiooniaste on +4 kuni
Kontsentreeritud lämmastikhape oksüdeerib enamiku metalle (välja arvatud kuld ja plaatina).
Kui kontsentreeritud HN03 interakteerub madala aktiivsusega metallidega, moodustub reeglina N02:
Lahjendatud lämmastikhape vähendatakse sel juhul NO-ks:
Kui aktiivsemad metallid satuvad oksüdatsioonireaktsiooni lahjendatud lämmastikhappega, eraldub N 3 0:
Väga lahjendatud lämmastikhape redutseeritakse aktiivsete metallidega suhtlemisel ammooniumisooladeks:
Raud reageerib kergesti lahjendatud lämmastikhappega ja ei reageeri külmas kontsentreeritud happega. Kroom ja alumiinium käituvad sarnaselt. Seda seletatakse asjaoluga, et nende metallide pinnale tekivad oksiidkiled, mis pärsivad metalli edasist oksüdeerumist (metalli passiveerumist).
Seega, kui lämmastikhape reageerib metallidega, ei eraldu vesinikku.
Mittemetallid oksüdeeritakse HN03-ga kuumutamisel hapnikhapeteks. Sõltuvalt kontsentratsioonist redutseeritakse lämmastikhape NO 2-ks või NO-ks:
Nimetatakse segu, mis koosneb ühest mahust lämmastikhappest ja kolmest mahust kontsentreeritud vesinikkloriidhappest kuninglik viin. See segu on tugevam oksüdeerija ja lahustab väärismetalle nagu kuld ja plaatina. Aqua regia toime põhineb asjaolul, et HN0 3 oksüdeerib HC1, vabastades nitrosüülkloriidi, mis laguneb, moodustades aatomkloori ja NO. Kloor mängib metallidega suhtlemisel oksüdeeriva aine rolli:
Koostoime kullaga toimub vastavalt reaktsioonile
Lämmastikhape käitub sõltuvalt selle kontsentratsioonist redutseerivate omadustega sulfiidide suhtes erinevalt. Seega oksüdeerib lahjendatud lämmastikhape (kuni 20%) sulfiidiooni S2- neutraalseks väävliks ja ise redutseeritakse NO-ks. Kontsentreeritum lämmastikhape (30% lahus) oksüdeerib S2 SOf-ks, redutseerides samal ajal NO-ks:
Veevabas lämmastikhappes toimuvad järgmised tasakaaluprotsessid:
Nitraadiiooni NO 3 äratundmiseks ja nitritioonist N02 eristamiseks kasutatakse mitmeid reaktsioone:
a) nitraate saab aluselises keskkonnas redutseerida ammoniaagiks metallide – tsingi või alumiiniumiga:
- (eraldunud ammoniaagigaasi saab tuvastada märja lakmuspaberi sinisuse järgi);
- b) raud(II)sulfaat happelises keskkonnas oksüdeeritakse lämmastikhappe toimel raud(III)sulfaadiks. Lämmastikhape redutseeritakse NO-ks, mis koos FeSO^-ga moodustab pruuni kompleksühendi:
Lämmastikhappe soolad, mida nimetatakse nitraatideks, on vees hästi lahustuvad kristalsed ained. Kuumutamisel nad lagunevad, vabastades 0 9 . Nitraadid, mis sisaldavad leelismetalle ja metalle, mis on magneesiumist (sh magneesiumist) vasakul standardsete elektroodide potentsiaalide jadas, koos hapniku eemaldamisega muunduvad vastavateks nitrititeks:
Metallide nitraadid, mis asuvad standardsete elektroodipotentsiaalide jadas vasest paremal, lagundatakse vabadeks metallideks:
Muude metallide nitraadid lagunevad oksiidideks:
Kvalitatiivseks tuvastamiseks kasutatakse reaktsiooni
mille tulemusena eraldub pruun gaas (N0 9).
Kuna nitraadid lõhustavad kõrgel temperatuuril kergesti hapnikku ja on seetõttu oksüdeerivad ained, kasutatakse neid väga tule- ja plahvatusohtlike segude valmistamiseks. Näiteks püssirohi on 68% KN0 3, 15% S ja 17% C segu.
Olulisemad neist on NaNO;j (Tšiili nitraat), KN0 3 (kaaliumnitraat), NH 4 N0 3 (ammooniumnitraat) ja Ca(NO:i) 2 (kaltsiumnitraat). Kõiki neid ühendeid kasutatakse põllumajanduses väetisena.
Bioloogiline roll lämmastik. Lämmastik on makrotoitaine, osa valkude, RNA ja DNA, hormoonide, ensüümide, vitamiinide ja paljude teiste elutähtsate substraatide aminohapetest.
Lämmastikhape
HNO 2 on nõrk ühealuseline hape, mis esineb ainult lahjendatud vesilahustes.
Lämmastikhappe sooli nimetatakse nitrititeks. Nitritid on palju stabiilsemad kui HNO 2, mis kõik on mürgised.
Kviitung:
1. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2
Kuidas muidu saab lämmastikhapet? ()
Mis on lämmastikhappe oksüdatsiooniaste?
See tähendab, et happel on nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused.
Tugevamate oksüdeerivate ainetega kokkupuutel oksüdeerub see HNO 3-ks:
5HNO2 + 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H20;
HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.
2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O – redutseerivad omadused
Kvalitatiivne reaktsioon nitritioonile EI 2 – – nitritite koostoime kaaliumjodiidi lahusega KI hapestatakse lahjendatud väävelhappega.
Kuidas peaks tärklise joodi paber vaba I 2 mõjul värvi muutma?
Soolade (nitraadid ja nitritid) saamine
Milliseid meetodeid soolade saamiseks teate? Kuidas saada nitraate ja nitriteid?
1) Metall + mittemetall = sool;
2) metall + hape = sool + vesinik;
3) metallioksiid + hape = sool + vesi;
4) metallhüdroksiid + hape = sool + vesi;
5) metallhüdroksiid + happeoksiid = sool + vesi;
6) metallioksiid + mittemetallioksiid = sool;
7) sool 1 + metallihüdroksiid (leelis) = sool 2 + metallhüdroksiid (lahustumatu alus);
8) sool 1 + hape (tugev) = sool 2 + hape (nõrk);
9) sool 1 + sool 2 = sool 3 + sool 4
10) sool 1 + metall (aktiivne) = sool 2 + metall (vähem aktiivne).
Spetsiifiline meetod nitraatide ja nitritite saamiseks:
ebaproportsionaalsus.
Liigse hapniku juuresolekul
Lämmastikhappe soolad - nitraadid
leelismetallide nitraadid, kaltsium, ammoonium - soolapeetrit
KNO 3 - kaaliumnitraat,
NH 4 NO 3 - ammooniumnitraat.
Füüsikalised omadused:
Kõik nitraadid on kristalsed tahked ained, valged, vees hästi lahustuvad. Mürgine!
Nitraatide keemilised omadused
Nitraatide koostoime metallide, hapete, leeliste, sooladega
Harjutus. Märkige üles iga reaktsiooni märgid, kirjutage üles diagrammidele vastavad molekulaar- ja ioonvõrrandid:
Cu(NO 3) 2 + Zn…,
AgNO 3 + HCl…,
Cu(NO3)2 + NaOH…,
AgNO 3 + BaCl 2 ... .
Nitraatide lagunemine
Tahkete nitraatide kuumutamisel lagunevad nad kõik hapniku vabanemisega (ammooniumnitraat on erand) ja neid võib jagada kolme rühma.
Esimene rühm koosneb leelismetallide nitraatidest
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2.
Teine rühm leelismuldmetallidest kuni vaseni (kaasa arvatud).
2Сu(NO 3) 2 = 2СuО + 4NO 2 + O 2,
Kolmas Me rühm pärast Cu
Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2,
Miks on looduses palju lämmastikku (see on osa atmosfäärist) ja miks annavad taimed lämmastikunälja tõttu sageli kehva saaki? (Taimed ei suuda õhust molekulaarset lämmastikku omastada. Lämmastiku puudusel klorofülli teke viibib, taime kasv ja areng hilineb.)
Nimetage õhulämmastiku assimileerimise meetodid.
(Osa seotud lämmastikust satub äikese ajal mulda. Kaunviljad, mille juurtel arenevad mügarbakterid, mis on võimelised siduma õhulämmastikku, muutes selle taimedele kättesaadavateks ühenditeks.)
Saagikoristusel viivad inimesed igal aastal kaasa tohutul hulgal fikseeritud lämmastikku. Ta katab selle kahju mitte ainult orgaaniliste, vaid ka mineraalväetistega (nitraat, ammoniaak, ammoonium). Lämmastikväetisi kasutatakse kõikidele põllukultuuridele. Taimed omastavad lämmastikku ammooniumkatiooni ja nitraadianiooni NO 3 – kujul.
Õpilaste aruanded
Nitraatide mõju keskkonnale ja inimkehale
Esmaabi nitraadimürgistuse korral
Köögiviljadesse nitraatide kogunemise põhjused ja keskkonnasõbralike põllukultuuride kasvatamise meetodid
