HNO 3 on tugev hape. Tema soolad nitraadid-- saadakse HNO 3 toimel metallidele, oksiidid, hüdroksiidid või karbonaadid. Kõik nitraadid lahustuvad vees hästi.
Lämmastikhappe soolad - nitraadid - lagunevad kuumutamisel pöördumatult, lagunemissaadused määratakse katiooniga:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O
Nitraadid vesilahustes praktiliselt ei näita oksüdeerivaid omadusi, kuid at kõrge temperatuur tahkes olekus on nitraadid tugevad oksüdeerijad, näiteks:
Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - kui tahked ained on sulatatud.
Tsink Ja alumiiniumist leeliselises lahuses redutseeritakse nitraadid NH3-ks:
lämmastikhappe soolad - nitraadid-- kasutatakse laialdaselt väetis. Samal ajal on peaaegu kõik nitraadid vees hästi lahustuvad, seetõttu on need mineraalide kujul oma olemuselt äärmiselt väikesed; erand on Tšiili (naatrium) soolapeetrit ja India sool ( kaaliumnitraat). Enamik nitraate saadakse kunstlikult.
Mitte reageerida lämmastikhappega klaasist, fluoroplast-4.
Ajalooline teave
Lahjendatud lämmastikhappe saamise tehnikat soolapeetri kuivdestilleerimisel maarja ja vasksulfaadiga kirjeldati ilmselt esmakordselt Jabiri (Latiniseeritud tõlgetes Geberi) traktaatides 8. sajandil. See meetod koos erinevate modifikatsioonidega, millest kõige olulisem oli asendamine sinine vitriool raud, oli Euroopa ja Araabia alkeemias kasutusel kuni 17. sajandini.
IN XVII sajand Glauber pakkus välja meetodi lenduvate hapete saamiseks nende soolade reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega, sealhulgas lämmastikhappega. kaaliumnitraat, mis võimaldas viia kontsentreeritud lämmastikhapet keemiapraktikasse ja uurida selle omadusi. meetod Glauber rakendatud enne algust XX sajand, ja selle ainus oluline modifikatsioon oli kaaliumnitraadi asendamine odavama naatriumnitraadiga (Tšiili).
M.V. Lomonosovi ajal kutsuti lämmastikhapet kange viin. tööstuslik tootmine, pealekandmine ja mõju kehale
Lämmastikhappe tootmine
Lämmastikhape on üks suuremahulisemaid tooteid keemiatööstus.
Lämmastikhappe tootmine
Selle kaasaegne tootmismeetod põhineb sünteetilise katalüütilisel oksüdatsioonil ammoniaak peal plaatina-roodium katalüsaatorid(protsess Ostwald) seguks oksiidid lämmastik(lämmastikgaasid) koos nende edasise neeldumisega vesi
Keskendumine Selle meetodiga saadud lämmastikhappe sisaldus varieerub sõltuvalt protsessi tehnoloogilisest disainist 45-58%. Alkeemikud said lämmastikhappe esimest korda soolapeetri ja raudsulfaadi segu kuumutamisel:
4KNO 3 + 2(FeSO4 7H2O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ EI 2^ + 13H2O
Puhta lämmastikhappe hankis esmakordselt Johann Rudolf Glauber, toimides soolapeetriga kontsentreeritud väävelhappega:
KNO 3 + H2SO4(konts.) (t°) > KHSO 4+ HNO3^
Edasist destilleerimist saab nn. "suitsetav Lämmastikhape”, mis praktiliselt ei sisalda vett.
Oksüdatsiooniastmetega +1, +2, +3, +4, +5.
Oksiidid N20 ja N0 ei moodusta soola (mida see tähendab?) ja ülejäänud oksiidid on happelised: N2O3 vastab lämmastikhappele HN02 ja N205 vastab lämmastikhappele HNO3. Lämmastikoksiid (IV) NO2 moodustab vees lahustatuna samaaegselt kaks hapet – HNO2 ja HNO3.
Kui see lahustub vees liigse hapniku juuresolekul, saadakse ainult lämmastikhape.
4N02 + 02 + 2H20 = 4HNO3
Lämmastikoksiid (IV) NO2 on pruun, väga mürgine gaas. Seda on lihtne saada värvitu, mittesoola moodustava lämmastikoksiidi (II) oksüdeerimisel õhus oleva hapnikuga:
Tunni sisu tunni kokkuvõte tugiraam õppetund esitlus kiirendusmeetodid interaktiivsed tehnoloogiad Harjuta ülesanded ja harjutused enesekontrolli töötoad, koolitused, juhtumid, ülesanded kodutöö arutelu küsimused retoorilised küsimused õpilastelt Illustratsioonid heli, videoklipid ja multimeedium fotod, pildid, graafika, tabelid, skeemid huumor, anekdoodid, naljad, koomiksid, tähendamissõnad, ütlused, ristsõnad, tsitaadid Lisandmoodulid kokkuvõtteid artiklid kiibid uudishimulikele petulehtedele õpikud põhi- ja lisaterminite sõnastik muu Õpikute ja tundide täiustaminevigade parandamine õpikusõpiku killu uuendamine innovatsiooni elementide tunnis vananenud teadmiste asendamine uutega Ainult õpetajatele täiuslikud õppetunnid kalenderplaan aastaks juhised aruteluprogrammid Integreeritud õppetunnidSoolavalemi graafiliseks kujutamiseks tuleks:
1. Kirjutage õigesti selle ühendi empiiriline valem.
2. Arvestades, et mis tahes soola võib kujutada vastava happe ja aluse neutraliseerimise produktina, tuleks selle soola moodustava happe ja aluse valemid näidata eraldi.
Näiteks:
Ca (HSO 4) 2 - kaltsiumhüdrosulfaati võib saada väävelhappe H 2 SO 4 mittetäielikul neutraliseerimisel kaltsiumhüdroksiidiga Ca (OH) 2.
3. Määrake, mitu happe- ja alusemolekuli on vaja selle soola molekuli saamiseks.
Näiteks:
Ca(HSO 4) 2 molekuli saamiseks on vaja ühte alusmolekuli (üks kaltsiumi aatom) ja kahte happemolekuli (kaks HSO 4 - 1 happejääki).
Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O.
Järgmisena peaksite koostama graafilised kujutised kindlaksmääratud arvu aluse ja happe molekulide valemitest ning eemaldades vaimselt neutraliseerimisreaktsioonis osalevad ja vett moodustavad aluselised hüdroksüülanioonid ja happelised vesiniku katioonid, saama soola valemi graafilise pildi:
O – H H – O O O O
Ca 
+ → Ca + 2 H - O - H
O – H H – O O O O
H-O O H-O O
Soolad on tahked kristalsed ained. Vees lahustuvuse järgi võib need jagada järgmisteks osadeks:
1) hästi lahustuv,
2) kergelt lahustuv,
3) praktiliselt lahustumatu.
Enamik lämmastiksoolasid ja äädikhape, samuti kaaliumi-, naatriumi- ja ammooniumisoolad - vees lahustuvad.
Sooladel on lai valik sulamis- ja termilise lagunemise temperatuurid.
Soolade keemilised omadused iseloomustavad nende seost metallide, leeliste, hapete ja sooladega.
1. Lahustes olevad soolad interakteeruvad aktiivsemate metallidega.
Aktiivsem metall asendab vähem aktiivset metalli soolas (vt lisa tabel 9).
Näiteks:
Pb (NO 3) 2 + Zn \u003d Pb + Zn (NO 3) 2,
Hg (NO 3) 2 + Cu \u003d Hg + Cu (NO 3) 2.
2. Soolalahused interakteeruvad leelistega, sel juhul saadakse uus alus ja uus sool.
Näiteks:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + 2K 2 SO 4,
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl.
3. soolad reageerivad tugevamate või vähem lenduvate hapete lahustega, see tekitab uue soola ja uue happe.
Näiteks:
a) reaktsiooni tulemusena tekib nõrgem hape või lenduvam hape:
Na 2 S + 2HC1 \u003d 2NaCl + H 2 S
b) tugevate hapete soolade reaktsioonid nõrgemate hapetega on samuti võimalikud, kui reaktsiooni tulemusena moodustub halvasti lahustuv sool:
CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS + H 2 SO 4.
4. Lahustes olevad soolad astuvad vahetusreaktsioonidesse teiste sooladega, mille tulemuseks on kaks uut soola.
Näiteks:
NaС1 + AgNO 3 \u003d AgCl + NaNO 3,
CaCI 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl,
CuSO 4 + Na 2 S \u003d CuS + Na 2 SO 4.
Tuleb meeles pidada, et vahetusreaktsioonid kulgevad peaaegu lõpuni, kui reaktsioonisfäärist vabaneb üks reaktsioonisaadus sademe, gaasi kujul või kui reaktsiooni käigus tekib vesi või mõni muu nõrk elektrolüüt.
oksiidid. Lämmastik moodustab viis oksiidi oksüdatsiooniastmetega +1, +2, +3, +4, +5.
Oksiidid N 2 O ja NO ei moodusta soola (mida see tähendab?) Ja ülejäänud oksiidid on happelised: vastab lämmastikhappele, a - lämmastikhappele. Lämmastikoksiid (IV) moodustab vees lahustatuna samaaegselt kaks hapet - HNO 2 ja HNO 3:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3.
Kui see lahustatakse vees liigse hapniku juuresolekul, saadakse ainult lämmastikhape:
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3.
Lämmastikoksiid (IV) NO 2 on pruun, väga mürgine gaas. Seda on lihtne saada värvitu, mittesoola moodustava lämmastikoksiidi (II) oksüdeerimisel õhu hapnikuga:
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
Lämmastikhape HNO 3 . See on värvitu vedelik, mis "suitsetab" õhus. Valguse käes hoidmisel muutub kontsentreeritud lämmastikhape kollaseks, kuna see laguneb osaliselt pruuni NO 2 gaasi moodustumisega:
4HNO 3 \u003d 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.
Lämmastikhappel on kõik tugevatele hapetele iseloomulikud omadused: see interakteerub metallide oksiidide ja hüdroksiididega, sooladega (koostage sobivad reaktsioonivõrrandid).
Laboratoorsed katsed nr 32
Lahjendatud lämmastikhappe omadused
Tehke katseid, mis tõestavad, et lämmastikhappel on hapetele tüüpilised omadused.
|
Metallidega käitub lämmastikhape erilisel viisil – ükski metallidest ei tõrju lämmastikhappest välja vesinikku, olenemata selle kontsentratsioonist (väävelhappe puhul on selline käitumine tüüpiline ainult kontsentreeritud olekus). Selle põhjuseks on asjaolu, et HNO 3 on tugev oksüdeerija, milles lämmastiku maksimaalne oksüdatsiooniaste on +5. Tema on see, kes metallidega suheldes taastatakse.
Redutseerimisprodukt sõltub metalli asendist pingereas, happe kontsentratsioonist ja reaktsioonitingimustest. Näiteks vasega suhtlemisel redutseeritakse kontsentreeritud lämmastikhape lämmastikoksiidiks (IV):
Laboratoorsed katsed nr 33
Kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime vasega
| Valage ettevaatlikult katseklaasi 1 ml kontsentreeritud lämmastikhapet. Koguge klaastoru otsaga veidi vasepulbrit ja valage see happega katseklaasi. (Kui kapis pole vasepulbrit, võid kasutada väikest juppi väga peenikest vasktraati, mis tuleb esmalt palliks rullida.) Mida sa jälgid? Miks reaktsioon kulgeb ilma kuumutamata? Miks see katse versioon ei nõua tõmbekapi kasutamist? Kui vase kokkupuuteala lämmastikhappega on väiksem kui katse väljapakutud versioon, siis milliseid tingimusi tuleb järgida? Pärast katset asetage katseklaasid koos sisuga kohe tõmbekapisse. Kirjutage üles reaktsioonivõrrand ja kaaluge redoksprotsesse. |
Raud ja alumiinium kaetakse kontsentreeritud HNO 2 toimel tugeva oksiidkilega, mis kaitseb metalli edasise oksüdeerumise eest, st hape passiveerib metalle. Seetõttu saab lämmastikhapet, nagu ka väävelhapet, transportida teras- ja alumiiniummahutites.
Lämmastikhape oksüdeerib paljusid orgaanilisi aineid, muudab värvaineid. Sel juhul eraldub tavaliselt palju soojust ja aine süttib. Niisiis, kui lämmastikhappele lisada tilk tärpentiini, siis tekib ere sähvatus ja lämmastikhappes süttib hõõguv killuke (joonis 135).
Riis. 135.
Kilu põletamine lämmastikhappes
Lämmastikhapet kasutatakse keemiatööstuses tootmiseks laialdaselt lämmastikväetised, plastid, tehiskiud, orgaanilised värvained ja lakid, ravimid ja lõhkeained (joonis 136).
Riis. 136.
Lämmastikhapet kasutatakse järgmiste toodete valmistamiseks:
1 - väetised; 2 - plastid; 3- ravimid; 4 - lakid; 5 - tehiskiud; 6 - lõhkeained
Lämmastikhappe soolad – nitraadid saadakse happe toimel metallidele, nende oksiididele ja hüdroksiididele. Naatrium-, kaalium-, kaltsium- ja ammooniumnitraate nimetatakse salpetriteks: NaNO 3 - naatriumnitraat, KNO 3 - kaaliumnitraat, Ca (NO 3) 2 - kaltsiumnitraat, NH 4 NO 3 - ammooniumnitraat. Salpeetrit kasutatakse lämmastikväetisena.
Kaaliumnitraati kasutatakse ka musta pulbri valmistamisel ja alates ammooniumnitraat, nagu te juba teate, valmistatakse ette ammonaalset lõhkeainet. Hõbenitraati ehk lapis, AgNO 3 kasutatakse meditsiinis kauteriseeriva ainena.
Peaaegu kõik nitraadid lahustuvad vees hästi. Kuumutamisel lagunevad nad hapniku vabanemisega, näiteks:
Lämmastikhape esineb kas lahuses või gaasifaasis. See on ebastabiilne ja laguneb kuumutamisel aurudes:
2HNO 2 "NO + NO 2 + H2O
Selle happe vesilahused lagunevad kuumutamisel:
3HNO 2 "HNO 3 + H 2 O + 2NO
See reaktsioon on seetõttu pöörduv, kuigi NO 2 lahustumisega kaasneb kahe happe moodustumine: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
praktiliselt NO 2 interaktsioonil veega saadakse HNO 3:
3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NO
Happeliste omaduste poolest on lämmastikhape vaid veidi tugevam kui äädikhape. Selle sooli nimetatakse nitrititeks ja erinevalt happest endast on need stabiilsed. Selle soolade lahustest saab väävelhappe lisamisega saada HNO 2 lahuse:
Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HNO 2 + BaSO 4 ¯
Selle ühendite andmete põhjal soovitatakse lämmastikhappe kahte tüüpi struktuuri:
mis vastavad nitrititele ja nitroühenditele. Nitritid aktiivsed metallid neil on I tüüpi struktuur ja madala aktiivsusega metallid - II tüüpi. Peaaegu kõik selle happe soolad lahustuvad hästi, kuid hõbenitrit on kõige raskem. Kõik lämmastikhappe soolad on mürgised. Keemiatehnoloogia jaoks on olulised KNO 2 ja NaNO 2, mis on vajalikud orgaaniliste värvainete tootmiseks. Mõlemad soolad saadakse lämmastikoksiididest:
NO + NO 2 + NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O või kui nende nitraate kuumutatakse:
KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO
Pb on vajalik vabanenud hapniku sidumiseks.
HNO 2 keemilistest omadustest on oksüdatiivsed rohkem väljendunud, samas kui see ise on taandatud NO-ks:
Siiski võib tuua palju näiteid selliste reaktsioonide kohta, kus lämmastikhape avaldub taastavad omadused:
Lämmastikhappe ja selle soolade olemasolu lahuses saab määrata kaaliumjodiidi ja tärklise lahuse lisamisega. Nitritioon oksüdeerib joodianiooni. See reaktsioon eeldab H + olemasolu, st. töötab happelises keskkonnas.
Lämmastikhape
Laboritingimustes võib lämmastikhapet saada kontsentreeritud väävelhappe toimel nitraatidele:
NaNO 3 + H 2 SO 4 (c) \u003d NaHS04 + HNO 3 Reaktsioon kulgeb vähese kuumutamisega.
Lämmastikhappe saamine tööstuslikus mastaabis toimub ammoniaagi katalüütilise oksüdeerimise teel atmosfäärihapnikuga:
1. Esiteks juhitakse ammoniaagi ja õhu segu temperatuuril 800 °C üle plaatina katalüsaatori. Ammoniaak oksüdeeritakse lämmastikoksiidiks (II):
4NH3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
2. Jahtumisel oksüdeerub NO edasi NO 2 -ks: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
3. Saadud lämmastikoksiid (IV) lahustub vees liigse O 2 juuresolekul, moodustades HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3
Lähteained - ammoniaak ja õhk - puhastatakse põhjalikult katalüsaatorit mürgitavatest kahjulikest lisanditest (vesiniksulfiid, tolm, õlid jne).
Saadud hape on lahjendatud (40-60%). Kontsentreeritud lämmastikhape (96-98%) saadakse kontsentreeritud väävelhappega segatud lahjendatud happe destilleerimisel. Sel juhul aurustub ainult lämmastikhape.
Lämmastikhape on terava lõhnaga värvitu vedelik. Väga hügroskoopne, "suitsu" õhus, sest. selle aurud koos õhuniiskusega moodustavad udupiisku. Seguneb veega mis tahes vahekorras. -41,6 °C juures läheb see kristalliliseks olekuks. Keeb 82,6°C juures.
HNO 3-s on lämmastiku valents 4, oksüdatsiooniaste on +5. Lämmastikhappe struktuurvalem on kujutatud järgmiselt:
Mõlemad hapnikuaatomid, mis on seotud ainult lämmastikuga, on samaväärsed: nad on lämmastikuaatomist samal kaugusel ja kumbki kannab poolelektroni laengut, s.o. veerand lämmastikust jaguneb võrdselt kahe hapnikuaatomi vahel.
Lämmastikhappe elektroonilise struktuuri saab tuletada järgmiselt:
1. Vesinikuaatom on hapnikuaatomiga seotud kovalentse sidemega:
2. Paaritu elektroni tõttu moodustab hapnikuaatom lämmastikuaatomiga kovalentse sideme:
3. Lämmastikuaatomi kaks paaritut elektroni moodustavad kovalentse sideme teise hapnikuaatomiga:
4. Kolmas hapnikuaatom, olles ergastatud, moodustab vaba 2p- orbitaal elektronide sidumise teel. Üksiku lämmastikupaari interaktsioon kolmanda hapnikuaatomi vaba orbitaaliga viib lämmastikhappemolekuli moodustumiseni:
Keemilised omadused
1. Lahjendatud lämmastikhappel on kõik hapete omadused. See kuulub tugevate hapete hulka. Dissotsieerub vesilahustes:
HNO 3 "H + + NO - 3 Kuumuse ja valguse mõjul laguneb see osaliselt:
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Seetõttu hoidke seda jahedas ja pimedas kohas.
2. Lämmastikhapet iseloomustavad eranditult oksüdeerivad omadused. Kõige tähtsam keemiline omadus on koostoime peaaegu kõigi metallidega. Vesinik ei eraldu kunagi. Lämmastikhappe taastumine sõltub selle kontsentratsioonist ja redutseeriva aine olemusest. Lämmastiku oksüdatsiooniaste redutseerimisproduktides on vahemikus +4 kuni -3:
HN +5 O 3 ® N + 4 O 2 ® HN + 3 O 2 ® N + 2 O ® N + 1 2 O ® N 0 2 ® N -3 H 4 NO 3
Erineva kontsentratsiooniga lämmastikhappe ja erineva aktiivsusega metallide vastasmõju redutseerimisproduktid on näidatud alloleval skeemil.
Kontsentreeritud lämmastikhape normaaltemperatuuril ei suhtle alumiiniumi, kroomi, rauaga. Ta paneb nad passiivsesse olekusse. Pinnale tekib oksiidide kile, mis ei lase läbi kontsentreeritud hapet.
3. Lämmastikhape ei reageeri Pt, Rh, Ir, Ta, Au-ga. Plaatina ja kuld lahustatakse "kuninglikus viinas" - 3 mahuosa kontsentreeritud segus vesinikkloriidhappest ja 1 mahuosa kontsentreeritud lämmastikhapet:
Au + HNO 3 + 3HCl \u003d AuCl 3 + NO + 2H 2 O HCl + AuCl 3 \u003d H
3Pt + 4HNO 3 + 12HCl \u003d 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O 2HCl + PtCl 4 \u003d H 2
"Kuningliku viina" toime seisneb selles, et lämmastikhape oksüdeerib vesinikkloriidhappe vabaks klooriks:
HNO 3 + HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl 2NOCl \u003d 2NO + Cl 2 Vabanenud kloor ühineb metallidega.
4. Mittemetallid oksüdeeritakse lämmastikhappega vastavateks hapeteks ja taandatakse sõltuvalt kontsentratsioonist NO-ks või NO 2-ks:
S + bHNO 3 (konts.) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 OR + 5HNO 3 (konts.) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 OI 2 + 10HNO 3 (konts.) \u003 + 10NO 2 + 4H 2 O 3P + 5HNO 3 (p azb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO
5. Samuti suhtleb see orgaaniliste ühenditega.
Lämmastikhappe sooli nimetatakse nitraatideks, need on vees hästi lahustuvad kristalsed ained. Need saadakse HNO 3 toimel metallidele, nende oksiididele ja hüdroksiididele. Kaalium-, naatrium-, ammoonium- ja kaltsiumnitraate nimetatakse salpeetriteks. Salpeetrit kasutatakse peamiselt mineraalse lämmastikväetisena. Lisaks kasutatakse KNO 3 musta pulbri (75% KNO 3, 15% C ja 10% S segu) valmistamiseks. Ammonaalne lõhkeaine on valmistatud NH 4 NO 3-st, alumiiniumipulbrist ja trinitrotolueenist.
Lämmastikhappe soolad lagunevad kuumutamisel ja lagunemissaadused sõltuvad soola moodustava metalli asendist reas standardsetes elektroodipotentsiaalides:
Lagunemine kuumutamisel (termolüüs) - oluline vara lämmastikhappe soolad.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + NO 2 + O 2
Mg-st vasakpoolses reas asuvad metallisoolad moodustavad nitriteid ja hapnikku, Mg-st Cu-ni - metallioksiid, NO 2 ja hapnik, pärast Cu-vaba metall, NO 2 ja hapnik.
Rakendus
Lämmastikhape on keemiatööstuse kõige olulisem toode. Suured hulgad kulutatakse lämmastikväetiste, lõhkeainete, värvainete, plastide, tehiskiudude ja muude materjalide valmistamiseks. suitseb
lämmastikhapet kasutatakse raketitehnoloogias raketikütuse oksüdeeriva ainena.
