Az ammóniumsók nagyon sajátosak. Mindegyik könnyen lebomlik, néhány spontán, például az ammónium-karbonát:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O + CO2 (a reakció melegítés hatására felgyorsul).
Más sók, például az ammónium-klorid (ammónia) hevítéskor szublimálódnak, azaz melegítés hatására először ammóniává és kloriddá bomlanak, majd a hőmérséklet csökkenésével ismét ammónium-klorid képződik az edény hideg részein:
fűtés
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
hűtés
Hevítéskor az ammónium-nitrát dinitrogén-oxidra és vízre bomlik. Ez a reakció robbanásszerűen előfordulhat:
NH4NO3 = N2O + H2O
Az ammónium-nitrit NH4NO2 hevítés hatására bomlik, nitrogént és vizet képezve, ezért a laboratóriumban nitrogén előállítására használják.
Amikor az ammóniumsókat lúgoknak teszik ki, ammónia szabadul fel:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Az ammónia felszabadulása az ammóniumsók felismerésének jellegzetes jele. Minden ammóniumsó összetett vegyület.
Az ammóniát és az ammóniumsókat széles körben használják. Az ammóniát nyersanyagként használják salétromsav és sói, valamint ammóniumsók előállításához, amelyek jó nitrogénműtrágyaként szolgálnak. Ilyen műtrágya az ammónium-szulfát (NH4)2SO4 és különösen az ammónium-nitrát NH4NO3 vagy az ammónium-nitrát, amelynek molekulája két nitrogénatomot tartalmaz: az egyik ammónium, a másik nitrát. A növények először az ammóniát, majd a nitrátot szívják fel. Ez a következtetés az orosz agrokémia megalapítójának, Acad. D. N. Pryanishnikov, aki műveit a növényélettannak szentelte, és alátámasztotta az ásványi műtrágyák jelentőségét a mezőgazdaságban.
Az ammóniát ammónia formájában használják az orvostudományban. A hűtőegységekben folyékony ammóniát használnak. Ammónium-kloridot használnak a Leclanché száraz galvanikus cellák előállításához. Az ammónium-nitrát alumíniummal és szénnel alkotott keveréke, az úgynevezett ammónium, erős robbanóanyag.
Az ammónium-karbonátot az édesiparban élesztőként használják.
■ 25. Milyen tulajdonságán alapul az ammónium-karbonát tésztalazítási alkalmazása?
26. Hogyan lehet kimutatni az ammóniumiont a sóban?
27. Az átalakítások sorozatának végrehajtása:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03
A nitrogén oxigénvegyületei
Oxigénnel több vegyületet képez, amelyekben különböző oxidációs állapotokat mutat.
Létezik dinitrogén-oxid N2O, vagy ahogy nevezik, „nevetőgáz”. Oxidációs állapota + 1. Nitrogén-oxidban NO, nitrogén oxidációs állapota + 2, nitrogén-anhidridben N2O3 - + 3, nitrogén-dioxidban NO2 - +4, nitrogén-pentoxidban vagy nitrogénben
anhidrid, N2O5 - +5.
A dinitrogén-oxid N2O egy nem sóképző oxid. Ez egy vízben jól oldódó gáz, de nem lép reakcióba vízzel. Az oxigénnel kevert dinitrogén-oxid (80% N2O és 20% O2) kábító hatású, úgynevezett gázérzéstelenítésre használják, melynek előnye, hogy nincs hosszú utóhatása.
A nitrogén többi része erősen mérgező. Toxikus hatásuk általában a belélegzés után néhány órán belül jelentkezik. Az elsősegélynyújtás nagy mennyiségű tej lenyeléséből, tiszta oxigén belélegzéséből és az áldozat pihentetéséből áll.
■ 28. Sorolja fel a nitrogén lehetséges oxidációs állapotait és ezeknek az oxidációs állapotoknak megfelelőt!
29. Milyen elsősegélynyújtási intézkedéseket kell tenni nitrogén-oxidos mérgezés esetén?
A legérdekesebb és legfontosabb nitrogén-oxidok a nitrogén-oxid és a nitrogén-dioxid, amelyeket tanulmányozni fogunk.
A nitrogén-monoxid NO nitrogénből és oxigénből képződik erős elektromos kisülések során. Nitrogén-oxid képződése néha zivatar idején is megfigyelhető a levegőben, de nagyon kis mennyiségben. A nitrogén-monoxid színtelen, szagtalan gáz. A nitrogén-monoxid vízben nem oldódik, ezért víz felett is gyűjthető olyan esetekben, amikor az előállítást laboratóriumban végzik. A laboratóriumban a nitrogén-oxidot mérsékelten tömény salétromsavból nyerik, a következőkre hatva:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Rendezd el magad az egyenletben szereplő együtthatókat.
A nitrogén-oxid más módon is előállítható, például elektromos ívlángban:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
A salétromsav előállítása során a nitrogén-oxidot az ammónia katalitikus oxidációjával nyerik, amelyről a 68. § 235. oldalán volt szó.
A nitrogén-monoxid nem sóképző oxid. A légköri oxigén könnyen oxidálódik, és nitrogén-dioxid NO2-dá alakul. Ha az oxidációt üvegedényben végzik, a színtelen nitrogén-oxid barna gázzá - nitrogén-dioxiddá alakul.
■ 30. Amikor a réz kölcsönhatásba lép salétromsavval, 5,6 liter nitrogén-monoxid szabadul fel. Számítsa ki, hogy mennyi réz reagált és mennyi só keletkezett!
A nitrogén-dioxid NO2 barna gáz, jellegzetes szaggal. Vízben nagyon jól oldódik, mivel vízzel reagál az egyenlet szerint:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
Oxigén jelenlétében csak salétromsav nyerhető:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
A nitrogén-dioxid NO2 molekulái meglehetősen könnyen párosulnak, és nitrogén-tetroxid N2O4 - színtelen folyadékot képeznek, amelynek szerkezeti képlete:
Ez a folyamat hidegben megy végbe. Hevítéskor a nitrogén-tetroxid visszaváltozik nitrogén-dioxiddá.
A nitrogén-dioxid egy savas oxid, mert lúgokkal reagálva sót és vizet képezhet. Mivel azonban az N2O4 módosításban lévő nitrogénatomok eltérő számú vegyértékkötéssel rendelkeznek, amikor a nitrogén-dioxid lúggal reagál, két só képződik - nitrát és nitrit:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
A nitrogén-dioxidot a fent említettek szerint az oxid oxidációjával állítják elő:
2NO + O2 = 2NO2
Ezenkívül a nitrogén-dioxid tömény salétromsav hatására keletkezik:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(konc.)
vagy jobb esetben ólom-nitrát égetésével:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
■ 31. Sorolja fel a nitrogén-dioxid előállításának módszereit, adjon meg egyenleteket a megfelelő reakciókhoz!
32. Rajzolja fel a +4 oxidációs állapotú nitrogénatom szerkezetét, és magyarázza el, hogyan kell viselkednie redox reakciókban!
33. 32 g réz és réz-oxid keveréket tömény salétromsavba helyeztünk. A keverék réztartalma 20%. Milyen térfogatú gáz szabadul fel? Hány gramm sómolekulát termel ez?
Salétromsav és nitritek
A salétromsav A HNO2 nagyon gyenge instabil sav. Csak híg oldatokban létezik (a = 6,3% 0,1 N oldatban). A salétromsav könnyen lebomlik, nitrogén-oxidot és nitrogén-dioxidot képezve
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
A nitrogén oxidációs foka a salétromsavban +3. Ennél az oxidációs foknál konvencionálisan feltételezhetjük, hogy a nitrogénatom külső rétegéből 3 elektron feladódott és 2 vegyértékelektron maradt. Ebben a tekintetben az N+3-nak két lehetősége van a redox reakciókban: oxidáló és redukáló tulajdonságokat is mutathat, attól függően, hogy milyen környezetbe - oxidatív vagy redukáló - kerül be.
A salétromsav sóit nitriteknek nevezzük. A nitriteket kénsavval kezelve salétromsavat kaphat:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
A nitritek vízben meglehetősen oldódó sók. Magához a salétromsavhoz hasonlóan a nitritek is oxidáló tulajdonságokat mutathatnak, amikor redukálószerekkel reagálnak, például:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…
Próbálja meg saját maga megtalálni a végtermékeket és az együtthatókat az elektronikus mérleg alapján rendezni.
Mivel a kibocsátás keményítővel könnyen kimutatható, ez a reakció alkalmas lehet még kis mennyiségű nitrit kimutatására is az ivóvízben, amelyek jelenléte a toxicitás miatt nem kívánatos. Másrészt a nitrit nitrogén erős oxidálószer hatására N +5-re oxidálható.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …
Keresse meg a maradék reakciótermékeket, készítsen elektronikus mérleget, és rendezze az együtthatókat.
■ 34. Egészítse ki az egyenletet!
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Mn +2).
35. Sorolja fel a salétromsav és a nitritek tulajdonságait!
Salétromsav
A HNO3 erős elektrolit. Ez egy illékony folyadék. Tisztán forr 86°-os hőmérsékleten, nincs színe; sűrűsége 1,53. A laboratóriumok jellemzően 65% HNO3-t kapnak, sűrűsége 1,40.
füstöl a levegőben, mivel gőzei a levegőbe emelkedve vízgőzzel egyesülve ködcseppeket képeznek. A salétromsav bármilyen arányban keveredik vízzel. Szúrós szagú, könnyen elpárolog, ezért tömény salétromsavat csak nyomás alatt szabad önteni. Bőrrel érintkezve a salétromsav súlyos égési sérüléseket okozhat. A kis égés jellegzetes sárga foltként ismeri magát a bőrön. Súlyos égési sérülések fekélyeket okozhatnak. Ha salétromsav kerül a bőrre, azt gyorsan le kell mosni bő vízzel, majd gyenge szódaoldattal semlegesíteni kell.
A tömény 96-98%-os salétromsav ritkán kerül be a laboratóriumba, és a tárolás során meglehetősen könnyen, főleg fényben bomlik az egyenlet szerint:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
A nitrogén-dioxid tartósan sárgára színezi. A felesleges nitrogén-dioxid fokozatosan elpárolog az oldatból, felhalmozódik az oldatban, és a sav tovább bomlik. Ebben a tekintetben a salétromsav koncentrációja fokozatosan csökken. 65%-os koncentrációban a salétromsav hosszú ideig tárolható.
A salétromsav az egyik legerősebb oxidálószer. Szinte minden fémmel reagál, de hidrogén felszabadulása nélkül. A salétromsav kifejezett oxidáló tulajdonságai egyes (,) vegyületekre úgynevezett passziváló hatást fejtenek ki. Ez különösen igaz a koncentrált savakra. Ennek kitéve nagyon sűrű, savban oldhatatlan oxidfilm képződik a fém felületén, amely megvédi a fémet a további savhatástól. A fém „passzív” lesz. .
A salétromsav azonban a legtöbb fémmel reagál. A fémekkel való minden reakcióban a nitrogén redukálódik a salétromsavban, és minél teljesebb, annál hígabb a sav és annál aktívabb a fém.
A tömény savat nitrogén-dioxiddá redukáljuk. Példa erre a fentebb megadott reakció a rézzel (lásd 70. §). A rézzel hígított salétromsavat nitrogén-monoxiddá redukálják (lásd 70. §). Az aktívabbak például a híg salétromsavat dinitrogén-oxiddá redukálják.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Aktív fémmel, például cinkkel nagyon erős hígítással a reakció eléri az ammóniumsó képződését:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
Az összes megadott reakciósémában rendezze el az együtthatókat úgy, hogy saját maga hoz létre egy elektronikus mérleget.
■ 36. Miért csökken a salétromsav koncentrációja, ha laboratóriumban tárolják, még jól záródó edényekben is?
37. Miért van a tömény salétromsav sárgásbarna színű?
38. Írja fel a híg salétromsav és a vas reakciójának egyenletét! A reakciótermékek vas(III)-nitrát, és barna gáz szabadul fel.
39. Írja le a füzetébe az összes reakcióegyenletet, amely a salétromsav és a fémek kölcsönhatását jellemzi! Sorolja fel, hogy a fém-nitrátok mellett mely fémek képződnek ezekben a reakciókban!
Sokan megéghetnek salétromsavban, mint például a szén és:
C + HNO3 → NO + CO2
P + HNO3 → NO + H3PO4
A szabad foszforsavvá oxidálódik. salétromsavban forralva S+6-tá alakul és szabad kén keletkezik:
HNO3 + S → NO + H2SO4
Egészítse ki saját maga a reakcióegyenleteket.
Az összetettek salétromsavban is éghetnek. Például a terpentin és a felmelegített fűrészpor salétromsavban ég el.
A salétromsav a sósavat is oxidálhatja. Három rész sósav és egy rész salétromsav keverékét aqua regiának nevezik. Ezt a nevet azért kaptuk, mert ez a keverék a platinát is oxidálja, amelyre semmilyen sav nem hat. A reakció a következő lépésekben megy végbe: magában a keverékben a klórion szabaddá oxidálódik, és a nitrogén redukálásával nitrozil-klorid keletkezik:
HNO3 + 3HCl ⇄ Cl2 + 2H2O + NOCl
aqua regia nitrozil-klorid
Ez utóbbi könnyen nitrogén-monoxiddá bomlik és szabad az egyenlet szerint:
2NOCl = 2NO + Cl2
Az aqua regiába helyezett fém nitrozil-klorid hatására könnyen oxidálódik:
Au + 3NOCl = AuCl3 + 3NO
A salétromsav nitrálással reagálhat szerves anyagokkal. Ebben az esetben koncentráltnak kell jelen lennie. A tömény salétromsav és kénsav keverékét nitráló keveréknek nevezzük. Ilyen keverékkel nitroglicerint nyerhetünk glicerinből, nitrobenzolt benzolból, nitrocellulózt rostból stb. Erősen hígított állapotban a salétromsav a savakra jellemző tulajdonságokat mutatja.
■ 40. Mondjon saját példákat a savak jellemző tulajdonságaira a salétromsavval kapcsolatban! Írja fel az egyenleteket molekuláris és. ionos formák.
41. Miért tilos a tömény salétromsavat tartalmazó palackokat faforgácsba csomagolva szállítani?
42. Amikor a tömény salétromsavat fenolftaleinnel vizsgálják, a fenolftalein narancssárga színt kap, nem pedig színtelen marad. Mi magyarázza ezt?
A salétromsavat nagyon könnyű beszerezni a laboratóriumban. Általában úgy nyerik, hogy sóit kénsavval helyettesítik, például:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
ábrán. A 61. ábrán egy salétromsav előállítására szolgáló laboratóriumi berendezés látható.
Az iparban az ammóniát salétromsav előállításához nyersanyagként használják. Az ammónia platina katalizátor jelenlétében történő oxidációja következtében nitrogén-oxid képződik:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Amint fentebb említettük, a nitrogén-oxidot a légköri oxigén könnyen nitrogén-dioxiddá oxidálja:
2NO + O2 = 2NO2
a nitrogén-dioxid pedig vízzel egyesülve salétromsavat és ismét nitrogén-oxidot képez az egyenlet szerint:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Ezután a nitrogén-oxidot ismét bevezetik az oxidációhoz:
A folyamat első szakasza - az ammónia oxidációja nitrogén-oxiddá - kontakt berendezésben, 820 °C hőmérsékleten történik. A katalizátor egy platina rács ródium keverékével, amelyet a berendezés elindítása előtt felmelegítenek. Mivel a reakció exoterm, a rácsok ezt követően felmelegednek magának a reakciónak a hője miatt. Az érintkezőberendezésből felszabaduló nitrogén-oxidot körülbelül 40°-ra hűtik le, mivel a nitrogén-oxid oxidációs folyamata alacsonyabb hőmérsékleten gyorsabban megy végbe. 140°-os hőmérsékleten a keletkező nitrogén-dioxid ismét nitrogén- és oxigén-oxidokra bomlik.
A nitrogén-oxid oxidációját abszorbernek nevezett tornyokban végzik, általában 8-10 atm nyomáson. Egyidejűleg abszorbeálják (abszorbeálják) a keletkező nitrogén-dioxidot vízzel. A nitrogén-dioxid jobb felszívódása érdekében az oldatot lehűtjük. Az eredmény 50-60% salétromsav.
A salétromsav töményítését tömény kénsav jelenlétében desztilláló oszlopokban végezzük. a rendelkezésre álló vízzel hidrátokat képez, amelyek forráspontja magasabb, mint a salétromsavé, így a salétromsav gőzei meglehetősen könnyen kiszabadulnak a keverékből. E gőzök kondenzálásával 98-99%-os salétromsavat nyerhetünk. Általában ritkán használnak koncentráltabb savat.
■ 43. Jegyezze fel a füzetébe a salétromsav laboratóriumi és ipari módszerekkel történő előállítása során fellépő reakciók egyenleteit!
44. Az átalakítások sorozatának végrehajtása:
45. Mennyi 10%-os oldat készíthető 2,02 kg kálium-nitrát feleslegben lévő kénsavval történő reagáltatásával kapott salétromsavból?
46. Határozza meg a 63%-os salétromsav molaritását!
47. Mennyi salétromsavat nyerhetünk 1 tonna ammóniából 70%-os hozammal?
48. A hengert víz kiszorításával töltötték fel nitrogén-oxiddal. Ezután anélkül, hogy kivennék a vízből, egy gázmérő csövét helyezték alá.
(lásd 34. ábra), és elkezdte kihagyni. Írja le, hogy mit kell figyelni a hengerben, ha a felesleges oxigén nem megengedett. Válaszát igazolja reakcióegyenletekkel!
Rizs. 62. Szén elégetése olvadt salétromban. 1 - olvadt salétrom; 2 - égő szén; 3 - homok.
Salétromsav sók
A salétromsav sóit nitrátoknak nevezzük. Az alkálifém-nitrátokat, valamint a kalciumot és az ammóniumot nitrátoknak nevezzük. Például a KNO3 kálium-nitrát, az NH4NO3 pedig ammónium-nitrát. Chilében hatalmas mennyiségben találhatók természetes nátrium-nitrát lerakódások, ezért ezt a sót chilei nitrátnak nevezik.
Rizs. 62.Égő szén olvasztott salétromban. 1 - olvadt salétrom; 2 - égő szén; 3 - homok.
A salétromsav sói, akárcsak önmagukban, erős oxidálószerek. Például az alkálifém-sókat az olvasztás során a következő egyenlet szerint választják el:
2KNO3 = 2KNO2+ O2
Ennek köszönhetően a szén és más gyúlékony anyagok olvadt salétromban égnek (62. ábra).
A nehézfémek sói is lebomlanak az oxigén felszabadulásával, de más minta szerint.
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
Rizs. 63. Nitrogén körforgása a természetben
A kálium-nitrátot fekete lőpor készítésére használják. Ehhez szénnel és kénnel keverjük össze. Nem erre a célra használják, mivel higroszkópos. Meggyújtáskor a fekete por intenzíven ég az egyenlet szerint:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
A kalcium- és ammónium-nitrát nagyon jó nitrogénműtrágya. Az utóbbi időben a kálium-nitrát műtrágyaként is elterjedt.
A salétromsavat széles körben használják vegyi gyógyszerek (sztreptocid), szerves festékek, celluloidok, filmek és fényképészeti filmek gyártásában. A salétromsav sóit széles körben használják a pirotechnikában.
A természetben van egy nitrogén körforgás, amelyben a növények, amikor elpusztulnak, a kapott nitrogént visszajuttatják a talajba. A növényekkel táplálkozó állatok ürülék formájában visszajuttatják a nitrogént a talajba, majd elhullásuk után tetemük elrothad, és ezáltal a belőle kapott nitrogént is visszajuttatja a talajba (63. ábra). A termés betakarításával az ember beavatkozik ebbe a körforgásba, megzavarja azt, és ezáltal kimeríti a talaj nitrogéntartalmát, ezért szükséges a nitrogént ásványi műtrágya formájában kijuttatni a földekre.
■ 49. Hogyan kell végrehajtani az átalakítások sorozatát
2 HNO 2 NEM + NEM 2 + H 2 O.
A salétromsav sóit nevezzük nitritek vagy salétromsav. A nitritek sokkal stabilabbak, mint HNO2, mindegyik mérgező.
2HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O,
HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O,
5KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3H 2 O.
A salétromsav szerkezete.
A gázfázisban a sík salétromsav molekula két konfigurációban létezik: cisz- és transz-:
Szobahőmérsékleten a transz-izomer dominál: ez a szerkezet stabilabb. Tehát a cisz számára - HNO2(G) DG° f= -42,59 kJ/mol, és a transz- HNO2(G) DG= -44,65 kJ/mol.
A salétromsav kémiai tulajdonságai.
A vizes oldatokban egyensúly van:
Melegítéskor a salétromsav oldat lebomlik, felszabadul NEMés a salétromsav képződése:
HNO2 vizes oldatokban disszociál ( K D=4,6·10−4), valamivel erősebb, mint az ecetsav. Könnyen helyettesíthető erősebb savakkal sókból:
A salétromsav oxidáló és redukáló tulajdonságokat mutat. Erősebb oxidálószerek (hidrogén-peroxid, klór, kálium-permanganát) hatására salétromsavvá oxidálódik:
Ezenkívül oxidálhatja azokat az anyagokat, amelyek redukáló tulajdonságokkal rendelkeznek:
Salétromsav előállítása.
A salétromsavat a nitrogén-monoxid (III) feloldásával nyerik. N2O3 vízben:
Ezenkívül nitrogén-monoxid (IV) vízben való feloldásakor keletkezik. NEM 2:
.
Salétromsav alkalmazása.
A salétromsavat primer aromás aminok diazotizálására és diazóniumsók képzésére használják. A nitriteket szerves szintézisben használják szerves színezékek előállítása során.
A salétromsav élettani hatása.
A salétromsav mérgező és kifejezett mutagén hatással rendelkezik, mivel deamináló szer.
Salétromsav. A tiszta salétromsav HNO 3 színtelen, -42 °C-on 1,51 g/cm sűrűségű folyadék, amely átlátszó kristályos masszává szilárdul. A levegőben a tömény sósavhoz hasonlóan „füstöl”, mivel gőzei kis ködcseppeket képeznek a levegő nedvességével együtt,
A salétromsav nem tartós, még fény hatására is fokozatosan lebomlik:
Minél magasabb a hőmérséklet és minél koncentráltabb a sav, annál gyorsabban megy végbe a bomlás. A felszabaduló nitrogén-dioxid feloldódik a savban és barna színt ad.
A salétromsav az egyik legerősebb sav; híg oldatokban teljesen H + és -NO 3 ionokra bomlik.
A salétromsav oxidatív tulajdonságai. A salétromsav jellegzetes tulajdonsága a kifejezett oxidáló képessége. Salétromsav-egy
az egyik legenergikusabb oxidálószer. Sok nemfém könnyen oxidálódik általa, és a megfelelő savakká alakul. Így salétromsavval forralva a kén fokozatosan kénsavvá, a foszfor foszforsavvá oxidálódik. A tömény HNO 3-ba mártott parázsló szén fényesen fellángol.
A salétromsav szinte minden fémre hat (az arany, platina, tantál, ródium, irídium kivételével), nitráttá, egyes fémeket oxidokká alakítva.
A tömény HNO 3 passzivál néhány fémet. Lomonoszov azt is felfedezte, hogy a híg salétromsavban könnyen oldódó vas nem oldódik fel
hideg tömény HNO 3-ban. Később kiderült, hogy a salétromsav hasonló hatással van a krómra és az alumíniumra. Ezek a fémek alá kerülnek
tömény salétromsav hatására passzív állapotba kerül.
A nitrogén oxidációs foka a salétromsavban 4-5. Az oxidálószerként működő HNO 3 különféle termékekké redukálható:
Nyugta.
1. A laboratóriumban a salétromsavat úgy állítják elő, hogy vízmentes nitrátokat tömény kénsavval reagáltatnak:
Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3.
2. Az iparban a salétromsav előállítása három szakaszban történik:
1. Az ammónia oxidációja nitrogén-monoxiddá (II):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O
2. Nitrogén-monoxid (II) oxidációja nitrogén-monoxiddá (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2
3. Nitrogén-oxid (IV) oldása vízben oxigénfelesleggel:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3
Kémiai tulajdonságok . Megmutatja a savak összes tulajdonságát. A salétromsav az egyik legerősebb ásványi sav.
1. Vizes oldatokban teljesen ionokra bomlik:
HNO 3 → H + + NO - 3
2. Reagál fém-oxidokkal:
MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,
3. Reagál bázisokkal:
Mg(OH) 2 + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + 2H 2 O,
4. A koncentrált HNO 3, amikor a legaktívabb fémekkel kölcsönhatásba lép Al-vá, N 2 O-vá redukálódik. Például:
4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
5. A koncentrált HNO 3 kevésbé aktív fémekkel (Ni, Cu, Ag, Hg) kölcsönhatásba lépve NO 2 -dá redukálódik. Például:
4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
6. A tömény HNO 3 hasonlóan reagál a nemfémekkel. A nem fém oxidálódik. Például:
5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.
C salétromsav sók – nitrátok Melegítéskor a következő séma szerint bomlanak le:
balra Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2
Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2
jobbra Cu MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2
Alkalmazás.
A salétromsavat nitrogénműtrágyák, gyógyászati anyagok és robbanóanyagok előállítására használják.
Hidrogén. Atomszerkezet, fizikai és kémiai tulajdonságok, hidrogén előállítása és felhasználása.
HIDROGÉN, H, 1-es rendszámú kémiai elem, 1,00794 atomtömeg.
A természetes hidrogén két stabil nuklid keverékéből áll, amelyek tömegszáma 1,007825 (99,985% a keverékben) és 2,0140 (0,015%). Ezenkívül a természetes hidrogén mindig elhanyagolható mennyiségben tartalmaz radioaktív nuklidot - trícium 3 H-t (felezési idő T1/2 = 12,43 év). Mivel a hidrogénatom magja csak 1 protont tartalmaz (egy elem atomjának magjában nem lehet kevesebb proton), néha azt mondják, hogy a hidrogén alkotja a D. I. Mengyelejev-féle periodikus elemrendszer természetes alsó határát (bár az elem maga a hidrogén a legfelső résztáblázatokban található). A hidrogén elem a periódusos rendszer első periódusában található. Mind az 1. csoportba (IA csoport alkálifémek), mind a 7. csoportba (VIIA csoportú halogének) tartozik.
A hidrogénizotópok atomtömege nagymértékben különbözik (többször is). Ez észrevehető viselkedésbeli különbségekhez vezet a fizikai folyamatokban (desztilláció, elektrolízis stb.), illetve bizonyos kémiai eltérésekhez (az egy elem izotópjainak viselkedésében mutatkozó eltéréseket izotóphatásnak nevezzük, a hidrogén esetében az izotóphatások a legjelentősebbek). Ezért az összes többi elem izotópjaitól eltérően a hidrogénizotópoknak speciális szimbólumai és nevei vannak. Az 1-es tömegszámú hidrogént könnyű hidrogénnek, vagy protiumnak (latinul Protium, a görög protos szóból - elsőként) nevezzük, a H jellel jelöljük, atommagját pedig protonnak, p szimbólumnak nevezzük. A 2-es tömegszámú hidrogént nehéz hidrogénnek, deutériumnak nevezik (latinul Deuterium, a görög deuteros szóból - második), jelölésére a 2 H vagy D (értsd: „de”) szimbólumokat használják, a d atommag a deuteron. A 3-as tömegszámú radioaktív izotópot szupernehéz hidrogénnek vagy tríciumnak (latinul Tritum, a görög tritos szóból harmadikként) nevezik, a 3 H vagy T szimbólum (az „azok”), a mag t - triton.
A semleges, gerjesztetlen hidrogénatom egyetlen elektronrétegének konfigurációja 1s1. A vegyületekben +1 és ritkábban –1 (I vegyérték) oxidációs állapotot mutat. A semleges hidrogénatom sugara 0,0529 nm. Az atom ionizációs energiája 13,595 eV, elektronaffinitása 0,75 eV. A Pauling-skála szerint a hidrogén elektronegativitása 2,20. A hidrogén nem fém.
Szabad formájában enyhén gyúlékony gáz, szín, szag és íz nélkül.
Fizikai és kémiai tulajdonságok: normál körülmények között a hidrogén könnyű (normál körülmények között sűrűsége 0,0899 kg/m3) színtelen gáz. Olvadáspont -259,15 °C, forráspont -252,7 °C. A folyékony hidrogén (forrásponton) 70,8 kg/m 3 sűrűségű, és a legkönnyebb folyadék. A standard elektródpotenciál H 2 /H– vizes oldatban 0-nak számít. A hidrogén rosszul oldódik vízben: 0 °C-on az oldhatóság kisebb, mint 0,02 cm 3 / ml, de néhány fémben jól oldódik ( szivacsvas és mások), különösen jó - fémpalládiumban (körülbelül 850 térfogat hidrogén 1 térfogat fémben). A hidrogén égéshője 143,06 MJ/kg.
Kétatomos H 2 molekulák formájában létezik. A H2 disszociációs állandója atomokra 300 K-en 2,56·10-34. A H 2 molekula atomokká történő disszociációs energiája 436 kJ/mol. A H 2 molekulában a magok közötti távolság 0,07414 nm.
Mivel a molekula részét képező H atomok mindegyikének saját spinje van, a molekuláris hidrogén két formában lehet: ortohidrogén formájában (o-H 2) (mindkét spin azonos orientációjú) és parahidrogén formájában ( p-H 2 ) (a hátlapok különböző tájolásúak). Normál körülmények között a normál hidrogén 75% o-H2 és 25% p-H2 keveréke. A p- és o-H 2 fizikai tulajdonságai kissé eltérnek egymástól. Tehát, ha a tiszta o-H 2 forráspontja 20,45 K, akkor a tiszta p-H 2 20,26 K. Az o-H 2 p-H 2 -dá alakulását 1418 J/mol hő felszabadulása kíséri.
A H2 molekulában lévő atomok közötti kémiai kötés nagy erőssége (ami pl. a molekuláris orbitális módszerrel azzal magyarázható, hogy ebben a molekulában az elektronpár a kötőpályán helyezkedik el, az antikötő pálya pedig elektronok nem foglalják el) ahhoz vezet, hogy szobahőmérsékleten a hidrogéngáz kémiailag inaktív. Tehát melegítés nélkül, egyszerű keveréssel a hidrogén csak fluorgázzal (F) reagál (robbanékonyan):
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Ha hidrogén és klór (Cl) keverékét szobahőmérsékleten ultraibolya fénnyel sugározzuk be, azonnal hidrogén-klorid HCl képződését figyeljük meg. A hidrogén reakciója oxigénnel (O) robbanásszerűen megy végbe, ha katalizátort, fém-palládiumot (Pd) (vagy platinát (Pt)) adnak e gázok keverékéhez. Meggyújtáskor a hidrogén és az oxigén elegye (O) (az úgynevezett robbanógáz) felrobban, és a robbanás olyan keverékekben következhet be, amelyekben a hidrogéntartalom 5-95 térfogatszázalék. A tiszta hidrogén levegőben vagy tiszta oxigénben (O) csendesen ég, és nagy mennyiségű hőt bocsát ki:
H 2 + 1/2O 2 = H 2 O + 285,75 kJ/mol
Ha a hidrogén kölcsönhatásba lép más nemfémekkel és fémekkel, az csak bizonyos körülmények között (hevítés, nagy nyomás, katalizátor jelenléte) történik. Így a hidrogén reverzibilisen reagál nitrogénnel (N) megemelt nyomáson (20-30 MPa vagy több) és 300-400 °C hőmérsékleten katalizátor - vas (Fe) jelenlétében:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Ezenkívül a hidrogén csak hevítéskor reagál a kénnel (S) és hidrogén-szulfidot H 2 S, brómmal (Br) hidrogén-bromid HBr-t, jóddal (I) pedig HI hidrogén-jodidot képez. A hidrogén reakcióba lép a szénnel (grafittal), és különböző összetételű szénhidrogének keverékét képezi. A hidrogén közvetlenül nem lép kölcsönhatásba bórral (B), szilíciummal (Si), foszforral (P), ezen elemek hidrogénnel alkotott vegyületei közvetett módon keletkeznek.
A hidrogén hevítés hatására alkáli-, alkáliföldfémekkel és magnéziummal (Mg) reagálva ionos kötéssel rendelkező vegyületeket képez, amelyek –1 oxidációs állapotú hidrogént tartalmaznak. Így, ha a kalciumot hidrogénatmoszférában hevítjük, sószerű hidrid képződik CaH2 összetétellel. A polimer alumínium-hidridet (AlH 3)x - az egyik legerősebb redukálószert - közvetetten (például szerves alumíniumvegyületek felhasználásával) nyerik. Számos átmenetifémmel (például cirkónium (Zr), hafnium (Hf) stb.) a hidrogén változó összetételű vegyületeket (szilárd oldatokat) képez.
A hidrogén nemcsak sok egyszerű, hanem összetett anyaggal is képes reagálni. Először is meg kell jegyezni a hidrogén azon képességét, hogy számos fémet redukál oxidjaiból (például vas (Fe), nikkel (Ni), ólom (Pb), volfrám (W), rezet (Cu) stb. ). Így, ha 400-450 °C-ra vagy magasabb hőmérsékletre hevítjük, a vas (Fe) hidrogénnel redukálódik bármely oxidjából, például:
Fe 2O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Megjegyzendő, hogy csak a mangán (Mn) mögötti standardpotenciálsorozatban található fémek redukálhatók hidrogénnel oxidokból. Az aktívabb fémek (beleértve a mangánt (Mn)) nem redukálódnak fémmé oxidokból.
A hidrogén számos szerves vegyülethez képes kettős vagy hármas kötést adni (ezek úgynevezett hidrogénezési reakciók). Például nikkel katalizátor jelenlétében elvégezhető az etilén C 2 H 4 hidrogénezése, és etán C 2 H 6 képződik:
C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6.
A metanolt iparilag szén-monoxid (II) és hidrogén reakciójával állítják elő:
2H 2 + CO = CH 3OH.
Azokban a vegyületekben, amelyekben egy hidrogénatom kapcsolódik egy elektronegatívabb E elem atomjához (E = F, Cl, O, N), a molekulák között hidrogénkötések jönnek létre (azonos vagy két különböző elem két E atomja kapcsolódik egymáshoz egy H atomon keresztül: E"... N... E"", mindhárom atom ugyanazon az egyenesen helyezkedik el). Ilyen kötések léteznek a víz, ammónia, metanol stb. és az ólom molekulái között. ezeknek az anyagoknak a forráspontjának észrevehető növekedéséhez, a párolgáshő növekedéséhez stb.
Nyugta: A hidrogént többféleképpen lehet előállítani. Az iparban ehhez a földgázokat, valamint az olajfinomításból, kokszolásból és szén és egyéb tüzelőanyagok gázosításából nyert gázokat használnak. A hidrogén földgázból történő előállítása során (a fő komponens a metán) katalitikus kölcsönhatásba lép a vízgőzzel, és nem teljes oxidációja oxigénnel (O):
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 és CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
A hidrogén elválasztása a kokszkemencegáztól és az olajfinomító gázoktól a mélyhűtés során bekövetkező cseppfolyósodáson és a hidrogénnél könnyebben cseppfolyósodó gázok elegyéből való eltávolításán alapul. Ha olcsó áram áll rendelkezésre, a hidrogént víz elektrolízisével állítják elő, áramot lúgos oldatokon átvezetve. Laboratóriumi körülmények között a hidrogén könnyen előállítható fémek savakkal, például cink (Zn) és sósav reakciójával.
Alkalmazás: a hidrogént ammónia NH3, hidrogén-klorid HCl, metanol CH 3 OH szintézisénél, természetes szénhidrogének hidrokrakkolásánál (hidrogénatmoszférában történő krakkolás) használják, redukálószerként bizonyos fémek előállításánál. A természetes növényi olajok hidrogénezésével szilárd zsírt kapunk - margarint. A folyékony hidrogént rakéta-üzemanyagként és hűtőfolyadékként is használják. A hegesztés során oxigén (O) és hidrogén keverékét használják.
Egy időben felmerült, hogy a közeljövőben az energiatermelés fő forrása a hidrogén égési reakciója lesz, a hidrogénenergia pedig kiszorítja a hagyományos energiatermelési forrásokat (szén, olaj stb.). Feltételezték, hogy a víz elektrolízisével nagy léptékű hidrogént lehet előállítani. A víz elektrolízise meglehetősen energiaigényes folyamat, és jelenleg nem kifizetődő hidrogént elektrolízissel ipari méretekben előállítani. De várható volt, hogy az elektrolízis középhőmérsékletű (500-600°C) hő felhasználásán alapul, ami nagy mennyiségben fordul elő az atomerőművek működése során. Ennek a hőnek korlátozott a felhasználása, és a segítségével a hidrogén előállításának lehetősége megoldaná mind a környezeti problémát (a hidrogén levegőben égetésekor minimális a keletkező környezetre káros anyagok mennyisége), mind a közepes hőmérsékletű hő hasznosításának problémáját. A csernobili katasztrófa után azonban mindenhol visszaszorították az atomenergia fejlesztését, így ez az energiaforrás elérhetetlenné vált. Ezért a hidrogén energiaforrásként való széles körű felhasználásának kilátásai még mindig tolódnak, legalábbis a 21. század közepéig.
A kezelés jellemzői : a hidrogén nem mérgező, de kezelésekor folyamatosan számolni kell nagy tűz- és robbanásveszélyével, illetve a hidrogén robbanásveszélye megnő, mivel a gáz még egyes szilárd anyagokon is átdiffundál. Hidrogén atmoszférában végzett fűtési műveletek megkezdése előtt meg kell győződni a tisztaságáról (a hidrogén fejjel lefelé fordított kémcsőben történő meggyújtásakor a hang tompa legyen, ne ugatás legyen).
27 A mikroorganizmusok helyzete az élővilág rendszerében. A mikroorganizmusok sokfélesége és közössége más élőlényekkel. A mikroorganizmusok lényeges jellemzői: kis sejtméret, magas metabolikus aktivitás, anyagcseréjük nagy plaszticitása (gyors alkalmazkodás a változó környezeti feltételekhez, „mindenütt”), gyors szaporodási képesség, gyenge morfológiai differenciálódás, anyagcsere-folyamatok sokfélesége.
Mikroorganizmusok, (mikrobák) az élő szervezetek azon csoportjának gyűjtőneve, amelyek túl kicsik ahhoz, hogy szabad szemmel láthatóak legyenek (jellemző méretük kisebb, mint 0,1 mm). A mikroorganizmusok közé tartoznak mind a magmentesek (prokarióták: baktériumok, archaeák), mind az eukarióták: egyes gombák, protisták, de nem vírusok, amelyeket általában külön csoportba sorolnak. A mikroorganizmusok többsége egysejtből áll, de vannak többsejtű mikroorganizmusok is, ahogyan vannak szabad szemmel is látható egysejtűek, például a Thiomargarita namibiensis, a Caulerpa nemzetség képviselője (ezek óriási polikarionok). A mikrobiológia tudománya ezeket a szervezeteket vizsgálja.
A mikroorganizmusok anyagcsere-potenciáljának mindenütt jelenléte és összereje határozza meg legfontosabb szerepüket a Föld bioszférájában az anyagok keringésében és a dinamikus egyensúly fenntartásában.
A mikrovilág különböző, bizonyos méretű „szinteket” elfoglaló képviselőinek rövid vizsgálata azt mutatja, hogy az objektumok mérete általában határozottan összefügg szerkezeti összetettségükkel. A szabadon élő egysejtű élőlények méretének alsó határát az határozza meg, hogy a sejt belsejében mennyi hely szükséges az önálló létezéshez szükséges apparátusnak. A mikroorganizmusok méretének felső határának korlátját a modern felfogás szerint a sejtfelszín és a térfogat viszonya határozza meg. A cellaméret növekedésével a négyzetben a felület, a kockában pedig a térfogat növekszik, így e mennyiségek aránya az utóbbi felé tolódik el.
A mikroorganizmusok szinte mindenhol élnek, ahol van víz, beleértve a meleg forrásokat, a világóceán fenekét, és a földkéreg mélyén is. Fontos láncszemei az ökoszisztémák anyagcseréjének, főként lebontó szerepet töltenek be, de egyes ökoszisztémákban ők az egyedüli biomassza termelők - termelők.
A különféle környezetben élő mikroorganizmusok részt vesznek a kén, vas, foszfor és egyéb elemek körforgásában, elvégzik az állati és növényi eredetű szerves anyagok, valamint az abiogén eredetű anyagok (metán, paraffinok) lebontását, valamint gondoskodnak a víz öntisztulásáról. tározókban.
Azonban nem minden mikroorganizmus előnyös az ember számára. Nagyon sok mikroorganizmus faja opportunista vagy patogén ember és állat számára. Egyes mikroorganizmusok a mezőgazdasági termékek romlását okozzák, nitrogénmentesítik a talajt, szennyezik a víztesteket, és mérgező anyagokat (például mikrobiális toxinokat) halmoznak fel az élelmiszerekben.
A mikroorganizmusokat jó alkalmazkodóképesség jellemzi a környezeti tényezők hatásához. Különféle mikroorganizmusok szaporodhatnak -6° és +50-75° közötti hőmérsékleten. A magas hőmérsékleten való túlélés rekordját az archaea állította fel, amelyeknek néhány vizsgált kultúrája 110 °C feletti tápközegen nő, például a Methanopyrus kandleri (116-os törzs) 122 °C-on nő, ami minden ismert élőlény esetében rekordmagas hőmérséklet.
A természetben az ilyen hőmérsékletű élőhelyek nyomás alatt vannak az óceánok fenekén lévő forró vulkáni forrásokban (fekete dohányzók).
Ismeretesek azok a mikroorganizmusok, amelyek a többsejtű lények számára végzetes ionizáló sugárzás szintjén, széles pH-tartományban, 25%-os nátrium-klorid-koncentráció mellett, változó oxigénszintek mellett a teljes hiányáig fejlődnek (anaerob mikroorganizmusok).
Ugyanakkor a kórokozó mikroorganizmusok emberekben, állatokban és növényekben betegségeket okoznak.
A földi élet eredetére vonatkozó legszélesebb körben elfogadott elméletek azt sugallják, hogy a protomikroorganizmusok voltak az első élő szervezetek, amelyek az evolúció során megjelentek.
Jelenleg az összes mikroorganizmust 3 birodalomra osztják:
1. Procariotae. Ebbe a királyságba tartozik minden típusú baktérium, rickettsia, chlamydia, mycoplasma stb. A sejteknek egy kromoszómával rendelkező magjuk van. A sejtmag nem válik el a sejt citoplazmájától. Egy egyszerű osztási ciklus szűkítéssel. Számos egyedi organellum létezik, például plazmidok és mezoszómák. Nincs fotoszintézis képessége.
2. Eucariotae. Ennek a királyságnak a képviselői a gombák és a protozoák. A sejt egy sejtmagot tartalmaz, amelyet a citoplazmától egy membrán határol el, és több kromoszómával rendelkezik. Számos, a magasabb rendű állatokra jellemző organellum létezik: mitokondriumok, endoplazmatikus retikulum, Golgi-készülék. Ennek a királyságnak egyes képviselői kloroplasztiszokkal rendelkeznek, és képesek a fotoszintézisre. Összetett életciklusuk van.
3. Vira. A vírusok ehhez a birodalomhoz tartoznak. A virion megkülönböztető jellemzője, hogy csak egyfajta nukleinsav jelenléte van: az RNS vagy a DNS, egy kapszidba zárva. Lehet, hogy a vírusnak nincs közös külső héja. A vírus szaporodása csak egy másik sejtbe való beágyazódás után következhet be, ahol a replikáció megtörténik.
A HN0 2 salétromsav csak híg oldatban ismert. Instabil, ezért tiszta formájában nem létezik. A salétromsav képlete két tautomer formában is bemutatható:
Az N0 2 nitrit ion szögletes alakú:
Hevítéskor a salétromsav lebomlik:
A salétromsavban lévő nitrogén oxidációs állapota +3, ami a legmagasabb (+5) és a legalacsonyabb (-3) oxidációs állapot közötti köztes állapotnak felel meg. Ezért a salétromsav oxidáló és redukáló tulajdonságokkal is rendelkezik.
Oxidálószer:
Redukálószer:
A salétromsav sói - a nitritek - stabil vegyületek, és az AgN0 2 kivételével vízben könnyen oldódnak. Mint magának a salétromsavnak, a nitritek is redox tulajdonságokkal rendelkeznek.
Oxidálószer:
Redukálószer:
A KI-vel savas közegben végzett reakciót széles körben alkalmazzák az analitikai kémiában a nitrit-ion NO 2 kimutatására (a felszabaduló szabad jód színezi a keményítőoldatot).
A legtöbb salétromsav só mérgező. A nátrium-nitrit NaN0 2 a legelterjedtebb, amelyet széles körben használnak szerves színezékek, gyógyászati anyagok gyártásában és az analitikai kémiában. Az orvosi gyakorlatban értágítóként használják angina pectoris kezelésére.
A HN0 3 salétromsavat laboratóriumi körülmények között tömény kénsav NaN0 3-on történő hatására lehet előállítani:
A salétromsavat ipari méretekben állítják elő ammónia légköri oxigénnel történő katalitikus oxidációjával. A HN() 3 megszerzésének ez a módszere több lépésből áll. Először ammónia és levegő keverékét vezetjük át egy platina katalizátoron 800 °C-on. Az ammónia NO-vá oxidálódik:
Lehűléskor az NO további oxidációja megy végbe N0 2 -dá:
A keletkező NO 2 vízben oldódik, és HN0 3 képződik:
A tiszta salétromsav színtelen folyadék, amely 42 °C-on kristályos állapotba kerül. A levegőben „füstöl” – gőzei a levegő nedvességével együtt kis ködcseppeket képeznek. Bármilyen arányban keverhető vízzel. A HN0 3 lapos szerkezetű:
A HN0 3 nitrogénje egyszeres töltésű és tetrakovalens. A NO 3 nitrátion lapos háromszög alakú, ami a nitrogén vegyértékpályáinak ^-hibridizációjával magyarázható:
A salétromsav az egyik legerősebb sav. Vizes oldatokban teljesen disszociál H + és N0 3 ionokra.
A salétromsavat kizárólag oxidáló tulajdonságok jellemzik. A salétromsavban lévő nitrogén a legmagasabb, +5 oxidációs állapotában van, ezért csak elektronokat tud nyerni. A salétromsav már fény hatására lebomlik N0 2 és 0 2 felszabadulásával:
A salétromsav koncentrációjától és a redukálószer jellegétől függően különböző termékek képződnek, ahol a nitrogén +4-től oxidációs állapotot mutat.
A tömény salétromsav a legtöbb fémet oxidálja (az arany és a platina kivételével).
Amikor a koncentrált HN03 kölcsönhatásba lép alacsony aktivitású fémekkel, általában N02 képződik:
Azonban a híg salétromsav ebben az esetben NO-ra redukálódik:
Ha aktívabb fémek lépnek oxidációs reakcióba híg salétromsavval, akkor N 3 0 szabadul fel:
A nagyon híg salétromsav aktív fémekkel kölcsönhatásba lépve ammóniumsókká redukálódik:
A vas könnyen reagál híg salétromsavval, és hidegben nem reagál tömény savval. A króm és az alumínium hasonlóan viselkedik. Ez azzal magyarázható, hogy ezen fémek felületén oxidfilmek képződnek, amelyek gátolják a fém további oxidációját (fém passziváció).
Így amikor a salétromsav fémekkel reagál, hidrogén nem szabadul fel.
A nemfémek HN0 3-mal hevítve oxigénsavakká oxidálódnak. A koncentrációtól függően a salétromsavat NO 2 -re vagy NO-ra redukálják:
Egy térfogatrész salétromsavból és három térfogatrész tömény sósavból álló keveréket nevezzük királyi vodka. Ez a keverék erősebb oxidálószer, és oldja a nemesfémeket, például az aranyat és a platinát. Az aqua regia hatása azon a tényen alapszik, hogy a HN0 3 oxidálja a HC1-et, és nitrozil-klorid képződik, amely lebomlik, és atomos klórt és NO-t képez. A klór oxidálószer szerepet játszik a fémekkel való kölcsönhatás során:
Az arannyal való kölcsönhatás a reakció szerint megy végbe
A salétromsav koncentrációjától függően eltérően viselkedik a redukáló tulajdonságokat mutató szulfidokkal szemben. Így a híg salétromsav (legfeljebb 20%) az S2- szulfidiont semleges kénné oxidálja, és önmagát NO-vá redukálja. A töményebb salétromsav (30%-os oldat) az S2-t SOf-vé oxidálja, miközben NO-vá redukálódik:
A vízmentes salétromsavban a következő egyensúlyi folyamatok mennek végbe:
A NO 3 nitrátion felismerésére és a N02 nitritiontól való megkülönböztetésére több reakciót alkalmaznak:
a) a nitrátokat lúgos környezetben fémek - cink vagy alumínium - ammóniává redukálhatják:
- (a felszabaduló ammóniagáz a nedves lakmuszpapír kékségével érzékelhető);
- b) a vas(II)-szulfátot savas környezetben salétromsav oxidálja vas(III)-szulfáttá. A salétromsav NO-vá redukálódik, amely FeSO^ feleslegével barna komplex vegyületet képez:
A salétromsav sói, az úgynevezett nitrátok, kristályos anyagok, amelyek vízben jól oldódnak. Melegítéskor lebomlanak, és 0 9 szabadulnak fel. Az alkálifémeket és fémeket tartalmazó nitrátok, amelyek a standard elektródpotenciálok sorában a magnéziumtól balra vannak (beleértve a magnéziumot is), az oxigén eltávolításával a megfelelő nitritekké alakulnak át:
A szabványos elektródpotenciálok sorozatában a réztől jobbra elhelyezkedő fémek nitrátjai szabad fémekké bomlanak le:
Más fémek nitrátjai oxidokra bomlanak:
A kvalitatív kimutatáshoz a reakciót használjuk
aminek következtében barna gáz (N0 9) szabadul fel.
Mivel a nitrátok magas hőmérsékleten könnyen leválasztják az oxigént, és ezért oxidálószerek, erősen gyúlékony és robbanásveszélyes keverékek készítésére használják őket. Például a puskapor 68% KN0 3, 15% S és 17% C keveréke.
A legfontosabbak a NaNO;j (chilei nitrát), a KN0 3 (kálium-nitrát), az NH 4 N0 3 (ammónium-nitrát) és a Ca(NO:i) 2 (kalcium-nitrát). Mindezeket a vegyületeket a mezőgazdaságban műtrágyaként használják.
Biológiai szerep nitrogén. A nitrogén egy makrotápanyag, a fehérjék, az RNS és a DNS, a hormonok, az enzimek, a vitaminok és sok más létfontosságú szubsztrát aminosavainak része.
Salétromsav
A HNO 2 egy gyenge egybázisú sav, amely csak híg vizes oldatokban fordul elő.
A salétromsav sóit nitriteknek nevezzük. A nitritek sokkal stabilabbak, mint a HNO 2, amelyek mindegyike mérgező.
Nyugta:
1. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2
Hogyan szerezhetsz még salétromsavat? ()
Milyen a salétromsav oxidációs állapota?
Ez azt jelenti, hogy a sav oxidáló és redukáló tulajdonságokkal is rendelkezik.
Erősebb oxidálószerek hatására HNO 3 -dá oxidálódik:
5HNO2+2HMnO4 → 2Mn(NO3)2+HNO3+3H2O;
HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.
2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O – redukáló tulajdonságok
Kvalitatív reakció nitrit ionra NEM 2 – – nitritek kölcsönhatása kálium-jodid oldattal KI híg kénsavval savanyítjuk.
Hogyan változtassa meg a keményítő-jódpapír színét a szabad I 2 hatására?
Sók (nitrátok és nitritek) kinyerése
Milyen módszereket ismer a sók előállítására? Hogyan juthat nitrátokhoz és nitritekhez?
1) Fém + nem fém = só;
2) fém + sav = só + hidrogén;
3) fém-oxid + sav = só + víz;
4) fém-hidroxid + sav = só + víz;
5) fém-hidroxid + sav-oxid = só + víz;
6) fém-oxid + nemfém-oxid = só;
7) só 1 + fém-hidroxid (lúg) = só 2 + fém-hidroxid (oldhatatlan bázis);
8) só 1 + sav (erős) = só 2 + sav (gyenge);
9) só 1 + só 2 = só 3 + só 4
10) só 1 + fém (aktív) = só 2 + fém (kevésbé aktív).
A nitrátok és nitritek előállításának speciális módszerei:
aránytalanság.
Túlzott oxigén jelenlétében
Salétromsav sói - nitrátok
alkálifém-nitrátok, kalcium, ammónium – salétrom
KNO 3 - kálium-nitrát,
NH 4 NO 3 - ammónium-nitrát.
Fizikai tulajdonságok:
Minden nitrát kristályos szilárd anyag, fehér, vízben jól oldódik. Mérgező!
A nitrátok kémiai tulajdonságai
Nitrátok kölcsönhatása fémekkel, savakkal, lúgokkal, sókkal
Gyakorlat. Jegyezze fel az egyes reakciók előjeleit, írja le a diagramoknak megfelelő molekula- és ionegyenleteket:
Cu(NO 3) 2 + Zn…,
AgNO 3 + HCl…,
Cu(NO 3) 2 + NaOH…,
AgNO 3 + BaCl 2 ... .
Nitrát bomlás
A szilárd nitrátok hevítéskor oxigén felszabadulásával mind lebomlanak (az ammónium-nitrát kivétel), és három csoportra oszthatók.
Az első csoport az alkálifém-nitrátok
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2.
A második csoport az alkáliföldfémektől a rézig bezárólag
2Сu(NO 3) 2 = 2СuО + 4NO 2 + O 2,
Cu után a harmadik Me-csoport
Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2,
Miért van sok nitrogén a természetben (ez a légkör része), és miért adnak gyakran rossz termést a növények a nitrogénéhezés miatt? (A növények nem tudják felvenni a molekuláris nitrogént a levegőből. Nitrogénhiány esetén a klorofill képződése késik, a növény növekedése, fejlődése késik.)
Nevezze meg a légköri nitrogén asszimilálására szolgáló módszereket!
(A megkötött nitrogén egy része zivatarkor kerül a talajba. Hüvelyesek, melyek gyökerén gócbaktériumok fejlődnek, amelyek képesek a légköri nitrogén megkötésére, a növények számára elérhető vegyületekké alakítására.)
A betakarítás során az emberek évente hatalmas mennyiségű rögzített nitrogént visznek el magukkal. Ezt a veszteséget nemcsak szerves, hanem ásványi műtrágyák (nitrát, ammónia, ammónium) kijuttatásával is fedezi. A nitrogén műtrágyákat minden növényre alkalmazzák. A nitrogént a növények ammóniumkation és nitrát anion NO 3 formájában szívják fel.
Diákjelentések
A nitrátok hatása a környezetre és az emberi szervezetre
Elsősegélynyújtás nitrátmérgezés esetén
A nitrátok zöldségekben való felhalmozódásának okai és a környezetbarát növényi termékek termesztésének módszerei
