Azotna kiselina.Čista dušična kiselina HNO 3 je bezbojna tekućina gustine 1,51 g/cm na -42 °C, koja se skrućuje u prozirnu kristalnu masu. U zraku se, kao i koncentrirana hlorovodonična kiselina, "puši", jer njene pare stvaraju male kapljice magle sa "vlagom u vazduhu,

Dušična kiselina se ne razlikuje po jačini, već pod uticajem svetlosti postepeno se razgrađuje:

Što je viša temperatura i što je kiselina više koncentrisana, to je brža razgradnja. Oslobođeni dušikov dioksid otapa se u kiselini i daje joj smeđu boju.

Dušična kiselina je jedna od najjačih kiselina; u razrijeđenim otopinama potpuno se raspada na H + i - NO 3 jone.

Oksidirajuća svojstva dušične kiseline. Karakteristično svojstvo dušične kiseline je njena izražena oksidacijska sposobnost. Dušična kiselina-jedan

od najenergetskih oksidatora. Mnogi nemetali se njime lako oksidiraju, pretvarajući se u odgovarajuće kiseline. Dakle, kada se sumpor prokuva sa azotnom kiselinom, on postepeno oksidira u sumpornu kiselinu, fosfor u fosfornu kiselinu. Tinjajući žar uronjen u koncentrovani HNO 3 sjajno bukti.

Dušična kiselina djeluje na gotovo sve metale (osim zlata, platine, tantala, rodija, iridija), pretvarajući ih u nitrate, a neke metale u okside.

Koncentrovani HNO 3 pasivira neke metale. Lomonosov je takođe otkrio da se gvožđe, koje se lako rastvara u razblaženoj azotnoj kiselini, ne rastvara.

u hladno koncentrovanom HNO 3 . Kasnije je otkriveno da dušična kiselina ima sličan učinak na krom i aluminij. Ovi metali propadaju

djelovanje koncentrirane dušične kiseline u pasivnom stanju.

Stepen oksidacije dušika u dušičnoj kiselini je 4-5. Djelujući kao oksidacijsko sredstvo, HNO 3 se može reducirati na različite proizvode:

Potvrda.

1. U laboratoriji se dušična kiselina dobiva reakcijom bezvodnih nitrata s koncentriranom sumpornom kiselinom:

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3.

2. U industriji proizvodnja azotne kiseline ide u tri faze:

1. Oksidacija amonijaka u dušikov oksid (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Oksidacija dušikovog oksida (II) u dušikov oksid (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Otapanje dušikovog oksida (IV) u vodi s viškom kisika:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Hemijska svojstva . Prikazuje sva svojstva kiselina. Dušična kiselina je jedna od najjačih mineralnih kiselina.

1. U vodenim rastvorima potpuno je disociran na jone:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Reaguje sa metalnim oksidima:

MgO + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O,

3. Reaguje sa bazama:

Mg (OH) 2 + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + 2H 2 O,

4. Koncentrirani HNO 3, kada stupi u interakciju s najaktivnijim metalima u Al, reducira se u N 2 O. Na primjer:

4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O

5. Koncentrovani HNO 3 pri interakciji sa manje aktivnim metalima (Ni, Cu, Ag, Hg) se redukuje na NO 2. Na primjer:

4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

6. Slično, koncentrirani HNO 3 reaguje sa nemetalima. Nemetal je oksidiran. Na primjer:

5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C olis dušične kiseline - nitrati kada se zagriju, razgrađuju se prema shemi:

lijevo od Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg - Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

desno Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2

Aplikacija.

Dušična kiselina se koristi za proizvodnju dušičnih đubriva, medicinskih i eksplozivnih sredstava.

Vodonik. Struktura atoma, fizička i hemijska svojstva, proizvodnja i upotreba vodika.

VODIK, H, hemijski element sa atomskim brojem 1, atomska masa 1,00794.

Prirodni vodonik se sastoji od mješavine dva stabilna nuklida masenog broja 1,007825 (99,985% u smjesi) i 2,0140 (0,015%). Osim toga, u prirodnom vodoniku uvijek postoje zanemarljive količine radioaktivnog nuklida - tricijuma 3 H (vrijeme poluraspada T1/2 = 12,43 godine). Budući da jezgro atoma vodika sadrži samo 1 proton (u jezgru atoma ne može biti manje od protona), ponekad se kaže da vodonik čini prirodnu donju granicu periodnog sistema elemenata D. I. Mendeljejeva (iako element sam vodonik se nalazi u najgornjem dijelu tablice). Element vodonik nalazi se u prvom periodu periodnog sistema. Pripada i 1. grupi (IA grupa alkalnih metala) i 7. grupi (VIIA grupa halogena).

Mase atoma u izotopima vodika se jako razlikuju (nekoliko puta). To dovodi do uočljivih razlika u njihovom ponašanju u fizičkim procesima (destilacija, elektroliza itd.) i do određenih hemijskih razlika (razlike u ponašanju izotopa jednog elementa nazivaju se izotopskim efektima; za vodonik su izotopski efekti najznačajniji). Stoga, za razliku od izotopa svih ostalih elemenata, izotopi vodika imaju posebne simbole i imena. Vodonik masenog broja 1 naziva se laki vodonik, odnosno protij (lat. Protium, od grčkog protos - prvi), označava se simbolom H, a njegovo jezgro se naziva proton, simbol p. Vodik sa masenim brojem 2 naziva se teški vodonik, deuterijum (latinski Deuterium, od grčkog deuteros - drugi), simboli 2 H, ili D (čitaj "de") koriste se za označavanje, jezgro d je deuteron. Radioaktivni izotop sa masenim brojem 3 naziva se superteški vodonik, ili tricijum (lat. Tritum, od grčkog tritos - treći), simbol 3 H ili T (čitaj "oni"), jezgro t je triton.

Konfiguracija jedinog elektronskog sloja neutralnog nepobuđenog atoma vodika je 1s1. U jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja +1 i, rjeđe, -1 (valentnost I). Radijus neutralnog atoma vodika je 0,0529 nm. Energija jonizacije atoma je 13,595 eV, afinitet prema elektronu je 0,75 eV. Na Paulingovoj skali, elektronegativnost vodonika je 2,20. Vodonik je jedan od nemetala.

U slobodnom obliku, to je lagan, zapaljiv plin bez boje, mirisa i okusa.

Fizički i Hemijska svojstva: u normalnim uslovima, vodonik je lagan (gustina u normalnim uslovima 0,0899 kg/m 3) bezbojni gas. Tačka topljenja -259,15°C, tačka ključanja -252,7°C. Tečni vodonik (na tački ključanja) ima gustinu od 70,8 kg/m 3 i najlakša je tečnost. Standardni potencijal elektrode H 2 / H– u vodenom rastvoru uzima se jednak 0. Vodik je slabo rastvorljiv u vodi: na 0 °C, rastvorljivost je manja od 0,02 cm 3 / ml, ali je vrlo rastvorljiv u nekim metalima (spužvasto gvožđe i drugi), posebno dobar - u metalnom paladijumu (oko 850 zapremina vodonika u 1 zapremini metala). Toplota sagorevanja vodonika je 143,06 MJ/kg.

Postoji u obliku dvoatomskih H 2 molekula. Konstanta disocijacije H2 na atome na 300 K je 2,56 10–34. Energija disocijacije molekula H 2 na atome je 436 kJ/mol. Međunuklearna udaljenost u molekulu H 2 je 0,07414 nm.

Budući da jezgro svakog H atoma koji je dio molekule ima svoj spin, molekularni vodonik može biti u dva oblika: u obliku ortovodika (o-H 2) (oba spina imaju istu orijentaciju) i u obliku paravodonika ( p-H 2 ) (leđa imaju različite orijentacije). U normalnim uslovima, normalni vodonik je mešavina 75% o-H2 i 25% p-H2. Fizička svojstva p- i o-H 2 se malo razlikuju jedna od druge. Dakle, ako je tačka ključanja čisto o-n 2 20,45 K, dakle čisti p-n 2 - 20,26 K. Okretanje uključeno-n 2 u p-H 2 je praćeno oslobađanjem 1418 J/mol topline.

Visoka čvrstoća hemijske veze između atoma u molekuli H 2 (koja se, na primer, metodom molekularne orbite, može objasniti činjenicom da se u ovoj molekuli elektronski par nalazi u orbitali vezivanja, a orbitala za labavljenje je nije naseljen elektronima) dovodi do činjenice da je na sobnoj temperaturi plinoviti vodonik kemijski neaktivan. Dakle, bez zagrijavanja, uz jednostavno miješanje, vodonik reagira (eksplozijom) samo s plinovitim fluorom (F):

H 2 + F 2 \u003d 2HF + Q.

Ako se mješavina vodonika i hlora (Cl) na sobnoj temperaturi ozrači ultraljubičastim svjetlom, tada se uočava trenutno stvaranje klorovodika HCl. Reakcija vodika sa kiseonikom (O) nastaje eksplozijom ako se mešavini ovih gasova doda katalizator - metalni paladijum (Pd) (ili platina (Pt)). Pri paljenju eksplodira mješavina vodonika i kisika (O) (tzv. eksplozivni plin), a može doći do eksplozije u mješavinama u kojima je sadržaj vodonika od 5 do 95 volumnih posto. Čisti vodik u zraku ili u čistom kisiku (O) gori tiho uz oslobađanje velike količine topline:

H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol

Ako vodik stupa u interakciju s drugim nemetalima i metalima, onda samo pod određenim uvjetima (zagrijavanje, visoki tlak, prisustvo katalizatora). Dakle, vodonik reverzibilno reaguje sa dušikom (N) pri povišenom pritisku (20-30 MPa i više) i na temperaturi od 300-400 °C u prisustvu katalizatora - željeza (Fe):

3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.

Takođe, samo kada se zagreje, vodonik reaguje sa sumporom (S) da bi se formirao vodonik sulfid H 2 S, sa bromom (Br) - da bi se formirao bromovodonik HBr, sa jodom (I) - da bi se formirao vodonik jodid HI. Vodik reaguje sa ugljem (grafitom) da bi se formirala mešavina ugljovodonika različitog sastava. Vodonik ne stupa u direktnu interakciju sa borom (B), silicijumom (Si), fosforom (P), spojevi ovih elemenata sa vodonikom se dobijaju indirektno.

Kada se zagrije, vodonik može reagirati sa alkalijskim, zemnoalkalnim metalima i magnezijem (Mg) da formira spojeve s prirodom jonske veze, koji sadrže vodonik u oksidacijskom stanju –1. Dakle, kada se kalcij zagrije u atmosferi vodika, nastaje hidrid nalik soli sastava CaH 2. Polimerni aluminijum hidrid (AlH 3) x - jedno od najjačih redukcionih sredstava - dobija se indirektno (na primer, korišćenjem organoaluminijumskih jedinjenja). Sa mnogim prijelaznim metalima (na primjer, cirkonijum (Zr), hafnij (Hf) itd.), vodonik formira jedinjenja promjenjivog sastava (čvrste otopine).

Vodik je u stanju da reaguje ne samo sa mnogim jednostavnim, već i sa složenim supstancama. Prije svega, treba napomenuti sposobnost vodonika da reducira mnoge metale iz njihovih oksida (kao što su željezo (Fe), nikal (Ni), olovo (Pb), volfram (W), bakar (Cu) itd. . Dakle, kada se zagrije na temperaturu od 400-450 ° C i više, željezo (Fe) se reducira vodonikom iz bilo kojeg od njegovih oksida, na primjer:

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O.

Treba napomenuti da se samo metali koji se nalaze u seriji mogu reducirati vodonikom iz oksida. standardni potencijali iza mangana (Mn). Aktivniji metali (uključujući mangan (Mn)) se ne redukuju u metal iz oksida.

Vodik je sposoban za dodavanje u dvostruku ili trostruku vezu mnogim organskim spojevima (to su takozvane reakcije hidrogenacije). Na primjer, u prisustvu nikalnog katalizatora, može se provesti hidrogenacija etilena C 2 H 4 i nastaje etan C 2 H 6:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Interakcija ugljičnog monoksida (II) i vodonika u industriji proizvodi metanol:

2H 2 + CO \u003d CH 3 OH.

U spojevima u kojima je atom vodika povezan s atomom elektronegativnijeg elementa E (E = F, Cl, O, N), vodikove veze se formiraju između molekula (dva E atoma istog ili dva različita elementa su međusobno povezana kroz H atom: E "... N ... E"", pri čemu se sva tri atoma nalaze na istoj pravoj liniji). Takve veze postoje između molekula vode, amonijaka, metanola itd. i dovode do primjetne povećanje tačaka ključanja ovih supstanci, povećanje toplote isparavanja itd.

Potvrda: Vodonik se može dobiti na mnogo načina. U industriji se za to koriste prirodni gasovi, kao i gasovi dobijeni preradom nafte, koksom i gasifikacijom uglja i drugih goriva. U proizvodnji vodika iz prirodnog plina (glavna komponenta je metan) vrši se njegova katalitička interakcija s vodenom parom i nepotpuna oksidacija kisikom (O):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 i CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO 2 + 2H 2

Odvajanje vodonika iz koksnog gasa i rafinerijskih gasova zasniva se na njihovom ukapljivanju tokom dubokog hlađenja i uklanjanju iz mešavine gasova koji se lakše ukapljuju od vodonika. U prisustvu jeftine električne energije, vodonik se dobija elektrolizom vode, propuštanjem struje kroz alkalne rastvore. U laboratorijskim uslovima, vodonik se lako dobija interakcijom metala sa kiselinama, na primer, cinka (Zn) sa hlorovodoničnom kiselinom.

primjena: vodik se koristi u sintezi amonijaka NH3, hlorovodonika HCl, metanola CH 3 OH, u hidrokrekingu (krekingu u atmosferi vodika) prirodnih ugljovodonika, kao redukciono sredstvo u proizvodnji određenih metala. Hidrogenizacijom prirodnih biljnih ulja dobija se tvrda mast - margarin. Tečni vodonik nalazi se u upotrebi kao raketno gorivo i kao rashladno sredstvo. Za zavarivanje se koristi mješavina kisika (O) i vodika.

Svojevremeno se sugerisalo da će u bliskoj budućnosti reakcija sagorevanja vodonika postati glavni izvor proizvodnje energije, a energija vodonika će zameniti tradicionalne izvore proizvodnje energije (ugalj, nafta, itd.). Istovremeno se pretpostavljalo da bi za proizvodnju vodonika u velikim razmjerima bilo moguće koristiti elektrolizu vode. Elektroliza vode je prilično energetski intenzivan proces i trenutno je neisplativo dobivati ​​vodonik elektrolizom u industrijskim razmjerima. Ali očekivalo se da će se elektroliza zasnivati ​​na korišćenju toplote srednje temperature (500-600°C), koja se javlja u velikim količinama tokom rada nuklearnih elektrana. Ova toplota je ograničene upotrebe, a mogućnost dobijanja vodonika uz njenu pomoć rešila bi i problem ekologije (kada se vodonik sagoreva u vazduhu, količina nastalih ekološki štetnih materija je minimalna) i problem iskorišćenja srednjetemperaturnih toplota. Međutim, nakon černobilske katastrofe, razvoj nuklearne energije je svuda zaustavljen, tako da naznačeni izvor energije postaje nedostupan. Stoga se izgledi za široku upotrebu vodonika kao izvora energije i dalje mijenjaju, barem do sredine 21. stoljeća.

Karakteristike cirkulacije : vodonik nije otrovan, ali pri rukovanju s njim treba stalno voditi računa o njegovoj velikoj opasnosti od požara i eksplozije, a opasnost od eksplozije vodonika je povećana zbog velike sposobnosti plina da difundira čak i kroz neke čvrste materijale. Prije započinjanja bilo kakvog grijanja u atmosferi vodika, treba se uvjeriti da je čista (prilikom paljenja vodika u epruveti okrenutoj naopako, zvuk bi trebao biti tup, a ne lajanje).

27 Položaj mikroorganizama u sistemu živog svijeta. Raznolikost mikroorganizama i njihova zajednička s drugim organizmima. Bitne karakteristike mikroorganizama su: mala veličina ćelije, visoka metabolička aktivnost, visoka plastičnost njihovog metabolizma (brza adaptacija na promjenjive uvjete okoline, „sveprisutnost“), sposobnost brze reprodukcije, loša morfološka diferencijacija i raznovrsnost metaboličkih procesa.

Mikroorganizmi, (mikrobi) - zbirni naziv za grupu živih organizama koji su premali da bi bili vidljivi golim okom (njihova karakteristična veličina je manja od 0,1 mm). Mikroorganizmi uključuju i nenuklearne (prokariote: bakterije, arheje) i eukariote: neke gljive, protiste, ali ne i viruse, koji se obično izoluju u posebnu grupu. Većina mikroorganizama se sastoji od jedne ćelije, ali postoje i višećelijski mikroorganizmi, kao što postoje i neki jednoćelijski makroorganizmi vidljivi golim okom, kao što je Thiomargarita namibiensis, predstavnici roda Caulerpa (oni su džinovski polikarioni). Mikrobiologija se bavi proučavanjem ovih organizama.

Sveprisutnost i ukupna snaga metaboličkog potencijala mikroorganizama određuje njihovu najvažniju ulogu u cirkulaciji supstanci i održavanju dinamičke ravnoteže u biosferi Zemlje.

Kratak pregled različitih predstavnika mikrokosmosa, koji zauzimaju određene "etaže" veličine, pokazuje da je, po pravilu, veličina objekata definitivno povezana s njihovom strukturnom složenošću. Donja granica veličine za slobodnoživući jednoćelijski organizam određena je prostorom potrebnim da se unutar ćelije spakuje aparat neophodan za samostalno postojanje. Ograničenje gornje granice veličine mikroorganizama određeno je, prema savremenim konceptima, odnosom između površine ćelije i zapremine. Sa povećanjem ćelijskih dimenzija, površina se povećava u kvadratu, a volumen u kocki, tako da se omjer između ovih vrijednosti pomiče prema ovoj drugoj.

Mikroorganizmi žive skoro svuda gde ima vode, uključujući tople izvore, dno svetskih okeana, kao i duboko u zemljinoj kori. Važna su karika u metabolizmu u ekosistemima, uglavnom djeluju kao razlagači, ali u nekim ekosistemima su jedini proizvođači biomase.

Mikroorganizmi koji žive u raznim okruženjima, učestvuju u kruženju sumpora, gvožđa, fosfora i drugih elemenata, razgrađuju organske materije životinjskog, biljnog porekla, kao i abiogenog porekla (metan, parafini), obezbeđuju samoprečišćavanje vode u rezervoarima.

Međutim, nisu sve vrste mikroorganizama korisne za ljude. Vrlo veliki broj vrsta mikroorganizama je oportunistički ili patogen za ljude i životinje. Neki mikroorganizmi oštećuju poljoprivredne proizvode, iscrpljuju tlo dušikom, uzrokuju zagađenje vodenih tijela i nakupljanje toksičnih tvari (na primjer, mikrobnih toksina) u prehrambenim proizvodima.

Mikroorganizmi se odlikuju dobrom prilagodljivošću na djelovanje faktora okoline. Razni mikroorganizmi mogu rasti na temperaturama od -6° do +50-75°. Rekord za preživljavanje na povišenoj temperaturi postavile su arheje, od kojih neke od proučavanih kultura rastu na hranjivim podlogama iznad 110°C, na primjer, Methanopyrus kandleri (soj 116) raste na 122°C, što je rekordno visoka temperatura za sve poznate organizmi.

U prirodi, staništa sa ovom temperaturom postoje pod pritiskom u vrelim vulkanskim izvorima na dnu okeana (Crni pušači).

Poznati su mikroorganizmi koji napreduju na razinama jonizujućeg zračenja koje su pogubne za višećelijska bića, u širokom rasponu pH vrijednosti, pri 25% koncentraciji natrijum hlorida, u uslovima različitog sadržaja kiseonika do njegovog potpunog odsustva (anaerobni mikroorganizmi).

Istovremeno, patogeni mikroorganizmi izazivaju bolesti kod ljudi, životinja i biljaka.

Najšire prihvaćene teorije o nastanku života na Zemlji sugeriraju da su protomikroorganizmi bili prvi živi organizmi koji su se pojavili u procesu evolucije.

Trenutno su svi mikroorganizmi podijeljeni u 3 carstva:

1. Procariota. Ovo carstvo uključuje sve vrste bakterija, rikecije, klamidije, mikoplazme itd. Ćelije imaju jezgro sa jednim hromozomom. Jedro nije odvojeno od citoplazme ćelije. Jednostavan ciklus dijeljenja sužavanjem. Postoji niz jedinstvenih organela kao što su plazmidi, mezozomi. Ne postoji sposobnost fotosinteze.

2. Eucariotae. Predstavnici ovog carstva su gljive i protozoe. Ćelija sadrži jezgro, ograničeno od citoplazme membranom, sa nekoliko hromozoma. Postoji niz organela karakterističnih za više životinje: mitohondrije, endoplazmatski retikulum, Golgijev aparat. Neki predstavnici ovog kraljevstva imaju hloroplaste i sposobni su za fotosintezu. Imaju složen životni ciklus.

3. Vira. Virusi pripadaju ovom kraljevstvu. Obilježje viriona je prisustvo samo jedne vrste nukleinske kiseline: RNK ili DNK zatvorene u kapsidi. Virus možda nema zajedničku vanjsku ljusku. Reprodukcija virusa može se dogoditi tek nakon ugradnje u drugu ćeliju, gdje se odvija replikacija.

Tri od pet azotnih oksida reaguju sa vodom, formirajući azotnu H1M0 2 i azotnu HN0 3 kiseline.

Dušična kiselina je slaba i nestabilna. Može biti prisutan samo u maloj koncentraciji u ohlađenoj vodenoj otopini. U praksi se dobija delovanjem sumporne kiseline na rastvor soli (najčešće NaN0 2) pri hlađenju na skoro 0°C. Kada pokušavate povećati koncentraciju azotna kiselina iz rastvora se na dno posude ispušta plava tečnost - azot oksid (III). Kako temperatura raste, dušična kiselina se razgrađuje, ali reakcija

Dušikov oksid (IV) reaguje sa vodom dajući dve kiseline (vidi gore). Ali uzimajući u obzir razgradnju azotne kiseline, ukupna reakcija N 2 0 4 sa vodom kada se zagreje zapisuje se na sledeći način:

Soli dušične kiseline (nitriti) su prilično stabilne. Nitriti kalija ili natrija mogu se dobiti otapanjem dušikovog oksida (IV) u lužini:

Stvaranje mješavine soli je sasvim razumljivo, jer u reakciji s vodom N 2 0 4 formira dvije kiseline. Neutralizacija alkalijom sprečava razgradnju nestabilne azotne kiseline i dovodi do pomeranja ravnoteže reakcije N 2 0 4 sa vodom potpuno udesno.

Nitriti alkalnih metala se takođe dobijaju pomoću termička razgradnja njihovi nitrati:

Soli azotne kiseline su visoko rastvorljive u vodi. Rastvorljivost nekih nitrita je izuzetno visoka. Na primjer, na 25°C koeficijent rastvorljivosti kalijum nitrita je 314, tj. U 100 g vode rastvara se 314 g soli. Nitriti alkalnih metala su termički stabilni i tope se bez raspadanja.

U kiseloj sredini, nitriti djeluju kao prilično jaki oksidanti. U stvari, rezultirajuća slaba dušična kiselina pokazuje oksidirajuća svojstva. Jod se oslobađa iz rastvora jodida:

Jod se otkriva po boji, a dušikov oksid - po karakterističnom mirisu. Azot dolazi iz SO+3 in SO +2.

Oksidirajući agensi jači od dušične kiseline oksidiraju nitrite u nitrate. U kiseloj sredini, rastvor kalijum permanganata postaje bezbojan kada se doda natrijum nitrit:

Azot dolazi iz SO+3 in SO+5. Dakle, dušična kiselina i nitriti pokazuju redoks dualnost.

Nitriti su otrovni, jer oksidiraju željezo (II) u hemoglobinu u željezo (H1) i hemoglobin gubi sposobnost vezivanja i prijenosa kisika u krvi. Upotreba velike količine dušičnih gnojiva značajno ubrzava rast biljaka, ali istovremeno sadrže visoke koncentracije nitrata i nitrita. Upotreba povrća i bobičastog voća uzgojenog na ovaj način (lubenice, dinje) dovodi do trovanja.

Dušična kiselina je od velike praktične važnosti. Njegova svojstva kombinuju snagu kiseline (gotovo potpunu jonizaciju u vodenom rastvoru), jaka oksidaciona svojstva i sposobnost prenošenja nitro grupe NO 2 + na druge molekule. Dušična kiselina se u velikim količinama koristi za proizvodnju đubriva. U ovom slučaju služi kao izvor dušika potrebnog za biljke. Koristi se za rastvaranje metala i dobijanje visoko rastvorljivih soli – nitrata.

Ekstremno važan pravac Upotreba dušične kiseline je nitriranje organskih tvari za dobivanje raznih organskih proizvoda koji sadrže nitro grupe. Među organskim nitro spojevima nalaze se ljekovite tvari, boje, rastvarači, eksplozivi. Godišnje svjetska proizvodnja dušične kiseline prelazi 30 miliona tona.

U periodu prije industrijskog razvoja sinteze amonijaka i njegove oksidacije, dušična kiselina se dobijala iz nitrata, na primjer, iz čileanskog nitrata NaN0 3 . Saltitra je zagrijana koncentrovanom sumpornom kiselinom:

Oslobođene pare azotne kiseline u ohlađenom prijemniku kondenzuju se u tečnost sa visokog sadržaja HN0 3 .

Trenutno se dušična kiselina dobiva različitim varijantama metode, u kojoj je polazni materijal dušikov oksid (II). Kao što slijedi iz razmatranja svojstava dušika, njegov oksid NO može se dobiti iz dušika i kisika na temperaturama iznad 2000°C. Održavanje tako visoke temperature zahtijeva puno energije. Metoda je tehnički implementirana 1905. godine u Norveškoj. Zagrijani zrak prolazio je kroz zonu sagorijevanja naponskog luka na temperaturi od 3000-3500°C. Gasovi koji su izlazili iz uređaja sadržavali su samo 2-3% dušikovog oksida (N). Do 1925. godine svetska proizvodnja azotnih đubriva ovom metodom dostigla je 42.000 tona, što je prema savremenom obimu proizvodnje đubriva veoma malo. Nakon toga, proširenje proizvodnje dušične kiseline slijedilo je put oksidacije amonijaka u dušikov oksid (I).

Normalno sagorevanje amonijaka proizvodi azot i vodu. Ali kada se reakcija provodi na nižoj temperaturi pomoću katalizatora, oksidacija amonijaka završava stvaranjem NO. Pojava NO propuštanjem mješavine amonijaka i kisika kroz platinastu mrežicu poznata je dugo vremena, ali ovaj katalizator ne daje dovoljno visok prinos oksida. Ovaj proces je bilo moguće koristiti za fabričku proizvodnju tek u 20. veku, kada je pronađen efikasniji katalizator - legura platine i rodijuma. Metalni rodijum, koji se pokazao izuzetno neophodnim u proizvodnji azotne kiseline, oko 10 puta je rjeđi od platine. Sa Pt/Rh katalizatorom u mješavini amonijaka i kisika određenog sastava na 750 ° C, reakcija

daje do 98% NE. Ovaj proces je termodinamički nepovoljniji od sagorijevanja amonijaka do dušika i vode (vidi gore), ali katalizator omogućava brzo povezivanje atoma dušika koji ostaju nakon gubitka vodika molekulom amonijaka s kisikom, sprječavajući stvaranje molekula N 2 .

Kada se smjesa koja sadrži dušikov oksid (II) i kisik ohladi, nastaje dušikov oksid (IV) NO 2. Dalje primijeniti različite varijante transformacije N0 2 u azotnu kiselinu. Razrijeđena dušična kiselina se dobiva otapanjem NQ 2 u vodi na povišenoj temperaturi. Reakcija je data gore (str. 75). Dušična kiselina sa masenim udjelom do 98% se dobiva reakcijom u mješavini tečnog N 2 0 4 sa vodom u prisustvu gasovitog kiseonika pod visokim pritiskom. Pod ovim uslovima, azotni oksid (II) koji nastaje istovremeno sa azotnom kiselinom ima vremena da se oksidira kiseonikom do NO 2, koji odmah reaguje sa vodom. To rezultira sljedećom ukupnom reakcijom:

Čitav lanac uzastopnih reakcija pretvaranja atmosferskog dušika u dušičnu kiselinu može se predstaviti na sljedeći način:

Reakcije dušikovog oksida (IV) s vodom i kisikom su prilično spore i gotovo je nemoguće postići njegovu potpunu konverziju u dušičnu kiselinu. Stoga biljke koje proizvode dušičnu kiselinu uvijek ispuštaju dušikove okside u atmosferu. Iz fabričkog dimnjaka izlazi crvenkasti dim - „lisičji rep“. Boja dima je zbog prisustva NO 2 . Na velikom području oko velike biljke, šume umiru od dušikovih oksida. Četinari su posebno osjetljivi na izlaganje N0 2.

Bezvodna dušična kiselina je bezbojna tekućina gustoće od 1,5 g / cm 3, koja ključa na 83 ° C i smrzava se na -41,6 ° C u prozirnu kristalnu tvar. U vazduhu, azotna kiselina dimi se kao koncentrisana hlorovodonična kiselina, jer kisela para stvara kapljice magle sa vodenom parom u vazduhu. Stoga se naziva dušična kiselina sa niskim sadržajem vode fuming. Po pravilu ima žutu boju, jer se pod dejstvom svetlosti raspada i formira NO 2 . Dimljiva kiselina se koristi relativno rijetko.

Obično se azotna kiselina proizvodi u industriji u obliku vodene otopine s masenim udjelom od 65-68%. Takva otopina naziva se koncentrirana dušična kiselina. Rastvori sa masenim udjelom HN0 3 manjim od 10% - razrijeđena dušična kiselina. Rastvor masenog udjela od 68,4% (gustina 1,41 g/cm 3) je azeotropna smjesa, ključanje na 122°C. Azeotropnu smjesu karakterizira isti sastav tečnosti i pare iznad nje. Stoga destilacija azeotropne smjese ne dovodi do promjene njenog sastava. U koncentrovanoj kiselini, uz obične HN0 3 molekule, nalaze se i blago disocirani molekuli ortonitratne kiseline H 3 N0 4 .

Koncentrovana azotna kiselina pasivira površine nekih metala, kao što su gvožđe, aluminijum, hrom. U kontaktu ovih metala sa koncentrovanim HN () 3 hemijska reakcija ne ide. To znači da prestaju da reaguju sa kiselinom. Dušična kiselina se može transportovati u čeličnim rezervoarima.

I dimljena i koncentrirana dušična kiselina su jaki oksidanti. Tinjajući ugalj rasplamsava se u kontaktu s dušičnom kiselinom. Kapljice terpentina, koje upadaju u azotnu kiselinu, zapale se, formirajući veliki plamen (slika 20.3). Koncentrirana kiselina oksidira sumpor i fosfor kada se zagrije.

Rice. 20.3.

Azotna kiselina pomiješana sa koncentriranom sumpornom kiselinom pokazuje osnovna svojstva. Od molekula HN0 3hidroksidni ion se odvaja i formira se nitroil (nitronijum) NOJ ion:

Ravnotežna koncentracija nitronija je mala, ali takva smjesa nitrira organske tvari uz sudjelovanje ovog jona. Iz ovog primjera slijedi da se, ovisno o prirodi rastvarača, ponašanje tvari može radikalno promijeniti. U vodi HN0 3 pokazuje svojstva jake kiseline, a u sumpornoj kiselini se ispostavlja kao baza.

U razrijeđenim vodenim otopinama dušična kiselina je gotovo potpuno ionizirana.

U koncentrovanim rastvorima azotne kiseline, molekuli HN0 3 deluju kao oksidaciono sredstvo, a u razblaženim rastvorima jone NO 3 podržava kisela sredina. Stoga se dušik, ovisno o koncentraciji kiseline i prirodi metala, reducira u različite proizvode. U neutralnom okruženju, tj. u solima dušične kiseline, ion NO 3 postaje slab oksidant, ali kada se doda jaka kiselina u neutralna rješenja nitrati, potonji djeluju kao dušična kiselina. Prema jačini oksidacionih svojstava u kiseloj sredini, jon N0 3 jači od H+. Ovo dovodi do sljedeće važne posljedice.

Pod djelovanjem dušične kiseline na metale umjesto vodonika oslobađaju se različiti dušikovi oksidi, a u reakcijama sa aktivni metali dušik se reducira u NH* jon.

Razmotrimo najvažnije primjere reakcija metala s dušičnom kiselinom. Bakar u reakciji s razrijeđenom kiselinom reducira dušik u NO (vidi gore), a u reakciji s koncentriranom kiselinom - u NO 2:

Gvožđe se pasivira koncentriranom dušičnom kiselinom, a kiselina srednje koncentracije oksidira se do oksidacijskog stanja +3:

Aluminij reaguje s visoko razrijeđenom dušičnom kiselinom bez stvaranja plina jer se dušik reducira na SO-3, formirajući amonijum so:

Soli dušične kiseline, ili nitrati, poznati su za sve metale. Često se koristi stari naziv nekih nitrata - salitra(natrijum nitrat, kalijum nitrat). Ovo je jedina porodica soli u kojoj su sve soli rastvorljive u vodi. Jon N0 3 nije obojen. Stoga se ispostavlja da su nitrati ili bezbojne soli, ili imaju boju kationa uključenu u njihov sastav. Većina nitrata je izolirana iz vodenih otopina u obliku kristalnih hidrata. Bezvodni nitrati su NH4 N0 3i nitrati alkalnih metala, osim LiN0 3*3H 2 0.

Nitrati se često koriste za izvođenje reakcija izmjene u otopinama. Nitrati alkalnih metala, kalcijum i amonijum nitrati se koriste u velikim količinama kao đubriva. Nekoliko stoljeća kalijum nitrat je bio od velike važnosti u vojnim poslovima, jer je bio komponenta jedinog eksplozivnog sastava - baruta. Dobija se uglavnom iz urina konja. Dušik sadržan u urinu, uz učešće bakterija u posebnim nitratnim hrpama, pretvoren je u nitrate. Kada je nastala tečnost isparavana, prvo je kristalizovao kalijum nitrat. Ovo

primjer pokazuje koliko su bili ograničeni izvori dobivanja dušikovih spojeva prije razvoja industrije sinteze amonijaka.

Termička razgradnja nitrata se dešava na temperaturama ispod 500°C. Kada se nitrati aktivnih metala zagrijavaju, oni se pretvaraju u nitrite uz oslobađanje kisika (vidi gore). Nitrati manje aktivnih metala pri termičkoj razgradnji daju metalni oksid, dušikov oksid (1 U) i kiseonik:

Ako se kalijum ili natrijev nitrat zagriju, oni gube dio kisika i pretvaraju se u soli azotne kiseline HNO 2. Razgradnja je lakša u prisustvu olova, koje vezuje oslobođene:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Soli azotne kiseline - nitriti - kristalne, lako rastvorljive u vodi (sa izuzetkom soli srebra). NaNO 2 se široko koristi u proizvodnji raznih boja.

Kada se otopina nekog nitrita izloži razrijeđenoj sumpornoj kiselini, dobije se slobodna dušična kiselina:

2NaNO 2 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HNO 2

Ona pripada slabe kiseline (TO= 5 10 -4) i poznat je samo u visoko razblaženim vodenim rastvorima. Kada se otopina koncentrira ili kada se zagrije, dušična kiselina se razgrađuje uz oslobađanje dušikovog oksida i dioksida:

2HNO 2 \u003d NO + NO 2 + H 2 O

Dušična kiselina je jaka, ali istovremeno, pod dejstvom drugih, energičnijih oksidacionih sredstava, može i sama da se oksidira u azotnu kiselinu.

Čitate članak o dušičnoj kiselini HNO2

Amonijumove soli su veoma neobične. Svi se lako razlažu, neki spontano, kao što je amonijum karbonat:
(NH4) 2CO3 \u003d 2NH3 + H2O + CO2 (reakcija se ubrzava kada se zagrije).
Ostale soli, kao što je amonijev hlorid (amonijak), pri zagrevanju su sublimne, tj. prvo se pod dejstvom zagrevanja razlažu na amonijak i hlorid, a kada temperatura padne, na hladnim delovima posude ponovo nastaje amonijum hlorid:
grijanje
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
hlađenje
Amonijum nitrat, kada se zagrije, razlaže se na dušikov oksid i vodu. Ova reakcija se može dogoditi eksplozijom:
NH4NO3 = N2O + H2O
Amonijum nitrit NH4NO2 se razgrađuje kada se zagrije u azot i vodu, pa se u laboratoriji koristi za proizvodnju dušika.
Pod djelovanjem lužina na amonijeve soli, amonijak se oslobađa:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Oslobađanje amonijaka - karakteristika za prepoznavanje amonijum soli. Sve amonijeve soli su kompleksna jedinjenja.

Amonijak i amonijeve soli se široko koriste. Amonijak se koristi kao sirovina za proizvodnju azotne kiseline i njenih soli, kao i amonijevih soli, koje služe kao dobro azotno đubrivo. Takvo đubrivo je amonijum sulfat (NH4) 2SO4 i posebno amonijum nitrat NH4NO3 ili amonijum nitrat, čija molekula sadrži dva atoma azota: jedan amonijak, drugi nitrat. Biljke prvo apsorbiraju amonijak, a zatim nitrat. Ovaj zaključak pripada osnivaču ruske agrohemije akad. D. N. Pryanishnikov, koji je svoje radove posvetio fiziologiji biljaka i potkrepio značaj mineralnih đubriva u poljoprivreda.
Amonijak u obliku amonijaka se koristi u medicini. Tečni amonijak se koristi u rashladnim uređajima. Amonijum hlorid se koristi za proizvodnju Leclanchet suhih ćelija. Mešavina amonijum nitrata sa aluminijumom i ugljem, nazvana amonal, jak je eksploziv.
Amonijum karbonat se koristi u konditorskoj industriji kao prašak za pecivo.

■ 25. Na kojoj osobini amonijum karbonata se zasniva njegova upotreba za dizanje testa?
26. Kako detektovati amonijum jon u soli?
27. Kako izvršiti niz transformacija:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Kiseonička jedinjenja azota

Sa kisikom stvara nekoliko spojeva u kojima pokazuje različite stupnjeve oksidacije.
Postoji dušikov oksid N2O, ili "gas smijeha" kako se zove. Pokazuje oksidaciono stanje od +1. U azot oksidu NO, azot pokazuje oksidaciono stanje od +2, u azot anhidridu N2O3 - + 3, u azot dioksidu NO2 - +4, u azot pentoksidu ili azotu
anhidrid, N2O5 - +5.
Dušikov oksid N2O je oksid koji ne stvara soli. To je gas koji je prilično rastvorljiv u vodi, ali ne reaguje sa vodom. Dušikov oksid pomešan sa kiseonikom (80% N2O i 20% O2) daje anestetički efekat i koristi se za takozvanu gasnu anesteziju, čija je prednost što nema dugotrajno dejstvo.
Ostatak azota je veoma otrovan. Njihov toksični učinak obično traje nekoliko sati nakon udisanja. Prva pomoć se sastoji u gutanju veće količine mlijeka, udisanju čistog kisika, žrtvi se mora osigurati mir.

■ 28. Navedite moguća oksidaciona stanja azota i koja odgovaraju ovim oksidacionim stanjima.
29. Koje mjere prve pomoći treba poduzeti u slučaju trovanja dušičnim oksidom?

Najzanimljiviji i najvažniji oksidi dušika su dušikov oksid i dušikov dioksid, koje ćemo proučavati.
Dušikov oksid NO nastaje iz azota i kiseonika tokom jakih električnih pražnjenja. U zraku tokom grmljavine ponekad se uočava stvaranje dušikovog oksida, ali u vrlo malim količinama. Dušikov oksid je gas bez boje i mirisa. U vodi je dušikov oksid nerastvorljiv, pa se može sakupljati iznad vode u slučajevima kada se priprema vrši u laboratoriji. U laboratoriji se dušikov oksid dobiva iz umjereno koncentrirane dušične kiseline djelovanjem na:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
U ovoj jednačini sami uredite koeficijente.
Dušikov oksid se može dobiti i na druge načine, na primjer, u plamenu električnog luka:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
U proizvodnji azotne kiseline, azotni oksid se dobija katalitičkom oksidacijom amonijaka, o čemu je bilo reči u § 68, str.235.
Dušikov oksid je oksid koji ne stvara soli. Lako se oksidira atmosferskim kisikom i pretvara se u dušikov dioksid NO2. Ako se oksidacija vrši u staklenoj posudi, bezbojni dušikov oksid pretvara se u smeđi plin - dušikov dioksid.

■ 30. Tokom interakcije bakra sa azotnom kiselinom, oslobođeno je 5,6 litara azotnog oksida. Izračunajte koliko je bakra reagiralo, a koliko soli je nastalo.

Dušikov dioksid NO2 je smeđi gas karakterističnog mirisa. Dobro se otapa u vodi, jer sa vodom reaguje prema jednačini:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
U prisustvu kiseonika može se dobiti samo azotna kiselina:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Molekule dušikovog dioksida NO2 prilično se lako spajaju u parove i formiraju dušikov tetroksid N2O4 - bezbojnu tekućinu, strukturnu formulu koji

Ovaj proces se odvija na hladnom. Kada se zagrije, dušikov tetroksid se ponovo pretvara u dioksid.
Dušikov dioksid je kiseli oksid jer može reagovati sa alkalijama i formirati so i vodu. Međutim, zbog činjenice da atomi dušika u modifikaciji N2O4 imaju različit broj valentnih veza, interakcija dušikovog dioksida s alkalijom formira dvije soli - nitrat i nitrit:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Dušikov dioksid se dobija, kao što je gore pomenuto, oksidacijom oksida:
2NO + O2 = 2NO2
Osim toga, dušikov dioksid se dobiva djelovanjem koncentrirane dušične kiseline na:
Su + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(konc.)
ili bolje kalciniranjem olovnog nitrata:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

■ 31. Navedite metode za dobijanje azot-dioksida, dajući jednačine odgovarajućih reakcija.

32. Nacrtajte dijagram strukture atoma dušika u +4 oksidacijskom stanju i objasnite kakvo bi njegovo ponašanje trebalo biti u redoks reakcijama.
33. 32 g mješavine bakra i bakrovog oksida stavljeno je u koncentrovanu azotnu kiselinu. Sadržaj bakra u smeši je 20%. Koja zapremina gasa će se osloboditi. Koliko grama molekula soli dobijete?

Dušična kiselina i nitriti

Dušična kiselina HNO2 je vrlo slaba nestabilna kiselina. Postoji samo u razblaženim rastvorima (a = 6,3% u 0,1 N rastvoru). Dušična kiselina se lako razlaže i formira dušikov oksid i dušikov dioksid
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Oksidacijsko stanje dušika u dušičnoj kiselini je +3. Uz ovaj stepen oksidacije, može se uslovno smatrati da su 3 elektrona donirana iz vanjskog sloja atoma dušika, a ostala su 2 valentna elektrona. U tom smislu, postoje dvije mogućnosti za N + 3 u redoks reakcijama: može ispoljiti i oksidativno i obnavljajuća svojstva ovisno o tome u koji medij - oksidirajući ili redukcijski - ulazi.
Soli dušične kiseline nazivaju se nitriti. Djelovanjem na nitrite sa sumpornom kiselinom može se dobiti azotna kiselina:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitriti su soli koje su prilično rastvorljive u vodi. Kao i sama dušična kiselina, nitriti mogu pokazati oksidirajuća svojstva kada reagiraju s redukcijskim agensima, na primjer:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Nađi finalni proizvodi i postavite koeficijente na osnovu elektronskog bilansa, pokušajte sami.

Pošto se oslobođeno lako detektuje pomoću škroba, ova reakcija može poslužiti kao način da se detektuju čak i male količine nitrita u pije vodu, čije prisustvo je nepoželjno zbog toksičnosti. S druge strane, nitritni dušik može se oksidirati do N +5 pod djelovanjem jakog oksidacijskog sredstva.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Ostatak produkta reakcije pronađite sami, sastavite elektronsku ravnotežu i uredite koeficijente.

■ 34. Dopunite jednačinu.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → ... (N +5, Mn +2).
35. Navedite svojstva dušične kiseline i nitrita.

Azotna kiselina

HNO3 je jak elektrolit. To je isparljiva tečnost. Čisto ključa na temperaturi od 86°, nema boju; njegova gustina je 1,53. Laboratorija obično prima 65% HNO3 sa gustinom od 1,40.
dimi u vazduhu, jer njegove pare, dižući se u vazduh i spajajući se sa vodenom parom, formiraju kapljice magle. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. Ima oštar miris i lako isparava, pa se koncentriranu azotnu kiselinu treba sipati samo na promaji. Ako dođe u dodir s kožom, dušična kiselina može uzrokovati teške opekotine. Mala opekotina se osjeti sa karakterističnom žutom mrljom na koži. Teške opekotine mogu uzrokovati nastanak čireva. Ako dušična kiselina dođe u dodir s kožom, treba je brzo isprati s puno vode, a zatim neutralizirati slabom otopinom sode.

Koncentrovana 96-98% azotna kiselina rijetko ulazi u laboratoriju i tokom skladištenja je prilično laka, posebno na svjetlu razlaže se po jednačini:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Trajno je obojen dušikovim dioksidom žuta. Višak dušikovog dioksida i postepeno ispari iz otopine, akumulira se u otopini, a kiselina nastavlja da se razgrađuje. S tim u vezi, koncentracija dušične kiseline postupno se smanjuje. U koncentraciji od 65% dušična kiselina može se dugo čuvati.
Dušična kiselina je jedan od najjačih oksidansa. Reaguje sa skoro svim metalima, ali bez evolucije vodonika. Izražena oksidaciona svojstva dušične kiseline djeluju takozvano pasivizirajuće na neke ( , ). Ovo se posebno odnosi na koncentriranu kiselinu. Kada je izložen, na površini metala stvara se vrlo gust, u kiselini netopiv oksidni film, koji štiti metal od daljeg izlaganja kiselini. Metal postaje "pasivan". .
Međutim, dušična kiselina reagira s većinom metala. U svim reakcijama s metalima u dušičnoj kiselini, dušik se reducira i što je potpunije, to je kiselina razrijeđena i metal je aktivniji.

Koncentrirana kiselina se reducira u dušikov dioksid. Primjer za to je gore navedena reakcija sa bakrom (vidi § 70). Razblažena azotna kiselina sa bakrom se redukuje u azot oksid (vidi § 70). Oni aktivniji, na primjer, redukuju razrijeđenu dušičnu kiselinu u dušikov oksid.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Kada se jako razrijedi aktivnim metalom, kao što je cink, reakcija dolazi do stvaranja amonijeve soli:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

U svim gore navedenim shemama reakcija rasporedite koeficijente tako što ćete sami sastaviti elektronsku ravnotežu.

■ 36. Zašto se koncentracija azotne kiseline smanjuje tokom skladištenja u laboratoriji, čak iu dobro zatvorenim kontejnerima?
37. Zašto koncentrovana azotna kiselina ima žućkasto-braon boju?
38. Napišite jednačinu za reakciju razrijeđene dušične kiseline sa željezom. Reakcioni proizvodi su gvožđe(III) nitrat i oslobađa se smeđi gas.
39. Zapišite u svesku sve jednačine reakcija koje karakterišu interakciju azotne kiseline sa metalima. Navedite koji, pored metalnih nitrata, nastaju u ovim reakcijama.

Mnogi mogu izgorjeti u dušičnoj kiselini, kao što su ugalj i:
C + HNO3 → NO + CO2
R + HNO3 → NO + H3PO4

Slobodno se u isto vrijeme oksidira u fosfornu kiselinu. kada se prokuva u azotnoj kiselini, pretvara se u S + 6 i nastaje iz slobodnog sumpora:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Sami ispunite jednadžbe reakcije.

Složeni mogu sagorjeti i u dušičnoj kiselini. Na primjer, terpentin i zagrijana piljevina izgaraju u dušičnoj kiselini.
Dušična kiselina takođe može oksidirati hlorovodoničnu kiselinu. Mješavina tri dijela hlorovodonične kiseline i jednog dijela dušične kiseline naziva se carska voda. Ovo ime je dato jer ova mješavina oksidira i platinu, na koju ne djeluju nikakve kiseline. Reakcija se odvija u sljedećim fazama: u samoj smjesi, ion klora se oksidira do slobodnog, a dušik se reducira u nitrozil hlorid:
HNO3 + 3NCl ⇄ Sl2 + 2N2O + NOCl
nitrozil hlorid carske vode
Potonji se lako razlaže u dušikov oksid i slobodan je prema jednadžbi:
2NOCl = 2NO + Sl2
Metal stavljen u "kraljevsku votku" lako se oksidira nitrozil hloridom:
Au + 3NOCl = AuSl3 + 3NO
Dušična kiselina može ući u reakciju nitriranja sa organska materija. U ovom slučaju mora biti prisutan koncentriran. Smjesa koncentrisane dušične i sumporne kiseline naziva se smjesa za nitraciju. Uz pomoć takve mješavine nitroglicerin se može dobiti iz glicerina, nitrobenzen iz benzena, nitroceluloza iz vlakana itd. U jako razrijeđenom stanju dušična kiselina pokazuje karakteristična svojstva kiselina.

■ 40. Primjeri tipična svojstva kiseline u odnosu na azotnu kiselinu, dajte sebi. Napišite jednadžbe u molekularnom i. jonske forme.
41. Zašto se boce sa koncentrovanom azotnom kiselinom ne smiju transportovati upakovane u sječku?
42. Kada se koncentrovana azotna kiselina testira sa fenolftaleinom, fenolftalein dobija narandžastu boju i ne ostaje bezbojan. Šta ovo objašnjava?

Dobivanje dušične kiseline u laboratoriji je vrlo jednostavno. Obično se dobija istiskivanjem sumporne kiseline iz njenih soli, na primer:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
Na sl. 61 prikazuje laboratorijsko postrojenje za proizvodnju dušične kiseline.
U industriji se amonijak koristi kao sirovina za proizvodnju dušične kiseline. Kao rezultat oksidacije amonijaka u prisustvu platinskog katalizatora, nastaje dušikov oksid:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Kao što je gore spomenuto, dušikov oksid se lako oksidira atmosferskim kisikom u dušikov dioksid:
2NO + O2 = 2NO2
a dušikov dioksid, spajajući se s vodom, formira dušičnu kiselinu i opet dušikov oksid prema jednadžbi:

3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Zatim se dušikov oksid vraća za oksidaciju:
Prva faza procesa - oksidacija amonijaka u dušikov oksid - provodi se u kontaktnom aparatu na temperaturi od 820 °. Katalizator je mreža od platine sa dodatkom rodijuma, koja se zagreva pre pokretanja aparata. Budući da je reakcija egzotermna, rešetke se naknadno zagrijavaju toplinom same reakcije. Dušikov oksid koji se oslobađa iz kontaktnog aparata hladi se na temperaturu od oko 40 °, budući da se proces oksidacije dušikovog oksida odvija brže na nižoj temperaturi. Na temperaturi od 140°, nastali dušikov dioksid se ponovo razlaže na dušikov oksid i kisik.

Oksidacija dušikovog oksida u dioksid se vrši u stubovima zvanim apsorberi, obično pri pritisku od 8-10 atm. Istovremeno, u njima se javlja apsorpcija (apsorpcija) nastalog dušikovog dioksida vodom. Za bolju apsorpciju dušikovog dioksida otopina se hladi. Ispada 50-60% dušične kiseline.
Koncentracija azotne kiseline se vrši u prisustvu koncentrovane sumporne kiseline u destilacionim kolonama. formira sa dostupnim vodenim hidratima sa tačkom ključanja višom od one azotne kiseline, tako da se pare azotne kiseline prilično lako oslobađaju iz smeše. Kada se ove pare kondenzuju, može se dobiti 98-99% azotne kiseline. Obično više koncentrovane kiseline retko se koristi.

■ 43. Zapišite u svesku sve jednačine reakcija koje se javljaju pri proizvodnji azotne kiseline laboratorijskim i industrijskim metodama.
44. Kako izvršiti niz transformacija:

45. Koliko se 10% rastvora može pripremiti od azotne kiseline dobijene reakcijom 2,02 kg kalijum nitrata sa viškom sumporne kiseline?
46. ​​Odredite molarnost 63% azotne kiseline.
47. Koliko se dušične kiseline može dobiti iz 1 tone amonijaka sa prinosom od 70%?
48. Cilindar je napunjen dušičnim oksidom istiskivanjem vode. Zatim je, bez vađenja iz vode, ispod njega dovedena cijev iz gasometra
(vidi sl. 34) i počeo da preskače. Opišite što treba obratiti pažnju na cilindar ako višak kisika nije dopušten. Svoj odgovor obrazložite jednadžbama reakcija.

Rice. 62. Sagorijevanje uglja u rastopljenoj salitri. 1 - rastopljena salitra; 2 - ugalj; 3 - pijesak.

Soli dušične kiseline

Soli dušične kiseline nazivaju se nitrati. Nitrati alkalnih metala, kao i kalcijum i amonijum nazivaju se salitre. Na primjer, KNO3 je kalijev nitrat, NH4NO3 je amonijum nitrat. Prirodnih naslaga natrijum nitrata u Čileu ima u izobilju, zbog čega se ova so naziva čileanska salitra.

Rice. 62. Spaljivanje uglja u rastopljenoj salitri. 1 - rastopljena salitra; 2 - ugalj; 3 - pijesak.

Soli dušične kiseline, kao i sama, jaki su oksidanti. Na primjer, soli alkalnih metala tokom topljenja se izoluju prema jednačini:

2KNO3 = 2KNO2+ O2

Zbog toga ugljen i druge zapaljive materije sagorevaju u rastopljenoj salitri (Sl. 62).
sol teški metali također se razgrađuju oslobađanjem kisika, ali prema drugoj shemi.
2Pb (NO3) 2 \u003d 2PbO + 4NO2 + O2

Rice. 63. Kruženje dušika u prirodi

Kalijum nitrat se koristi za pravljenje crnog praha. Da biste to učinili, pomiješa se s ugljem i sumporom. u tu svrhu se ne koristi, jer je higroskopan. Kada se zapali, crni barut intenzivno gori prema jednačini:
2KNO3 + 3S + S = N2 + 3CO2 + K2S
Kalcijum i amonijum nitrati su veoma dobra azotna đubriva. AT novije vrijeme je postao široko rasprostranjen kao đubrivo i kalijum nitrat.
Dušična kiselina ima široku primenu u proizvodnji hemijskih i farmaceutskih preparata (streptocida), organskih boja, celuloida, filmskih i fotografskih filmova. Soli dušične kiseline se široko koriste u pirotehnici.
U prirodi postoji ciklus dušika, u kojem biljke, kada uginu, vraćaju dušik dobiven iz njega natrag u tlo. Životinje, hraneći se biljkama, vraćaju dušik u tlo u obliku izmeta, a nakon uginuća njihovi leševi trunu i time također vraćaju u tlo azot primljen iz njega (Sl. 63). Prilikom žetve čovjek interveniše u ovaj ciklus, poremeti ga i time osiromaši tlo azotom, pa se azot mora unositi na njive u obliku mineralnih đubriva.

■ 49. Kako izvršiti niz transformacija

Dušična kiselina HN0 2 poznata je samo u razblaženim rastvorima. Nestabilan je, pa ne postoji u svom čistom obliku. Formula azotne kiseline može se predstaviti kao dva tautomerna oblika:

Nitritni jon N0 2 ima ugaoni oblik:

Kada se zagrije, azotna kiselina se razgrađuje:

Dušik u azotnoj kiselini ima oksidaciono stanje +3, što odgovara srednjem stanju između najvišeg (+5) i najnižeg (-3) oksidacionog stanja. Stoga dušična kiselina pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Oksidator:

Redukciono sredstvo:

Soli azotne kiseline - nitriti - su stabilna jedinjenja i, sa izuzetkom AgNO 2, lako su rastvorljive u vodi. Kao i sama dušična kiselina, nitriti imaju redoks svojstva.

Oksidator:

Redukciono sredstvo:

Reakcija sa KI u kiseloj sredini se široko koristi u analitičkoj hemiji za detekciju nitritnog jona NO 2 (slobodni jod oslobađa rastvor škroba).

Većina soli dušične kiseline je otrovna. Najveću primjenu ima natrijum nitrit NaN0 2, koji se široko koristi u proizvodnji organskih boja, lijekova i u analitičkoj hemiji. U medicinskoj praksi koristi se kao vazodilatator za anginu pektoris.

Dušična kiselina HN0 3 u laboratorijskim uslovima može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na NaN0 3:

Dušična kiselina se komercijalno proizvodi katalitičkom oksidacijom amonijaka atmosferskim kisikom. Ova metoda dobijanja HN() 3 sastoji se od nekoliko faza. Prvo, mješavina amonijaka i zraka se propušta preko platinastog katalizatora na 800°C. Amonijak se oksidira u NO:

Nakon hlađenja, NO se dalje oksidira u NO 2:

Rezultirajući NO 2 se otapa u vodi i formira HN0 3:

Čista dušična kiselina je bezbojna tekućina koja postaje kristalna na 42°C. U vazduhu se "puši", jer njegove pare sa vlagom vazduha stvaraju male kapljice magle. Može se mešati sa vodom u bilo kom odnosu. HN0 3 ima ravnu strukturu:

Azot u HN0 3 je jednostruko nabijen i tetrakovalentan. Nitratni ion N0 3 ima oblik ravnog trokuta, što se objašnjava ^-hibridizacijom valentnih orbitala dušika:

Dušična kiselina je jedna od najčešćih jake kiseline. U vodenim rastvorima potpuno je disociran na ione H + i N0 3.

Dušičnu kiselinu karakteriziraju isključivo oksidirajuća svojstva. Azot u dušičnoj kiselini je u stanju najveća oksidacija+5, tako da može dodati samo elektrone. Već pod uticajem svetlosti, azotna kiselina se raspada sa oslobađanjem NO 2 i 0 2:

U zavisnosti od koncentracije azotne kiseline i prirode redukcionog agensa nastaju različiti produkti u kojima azot ima oksidaciono stanje od +4 do

Koncentrirana dušična kiselina oksidira većinu metala (osim zlata i platine).

Kada koncentrirani HN0 3 stupi u interakciju sa nisko aktivnim metalima, u pravilu nastaje NO 2:

Međutim, razrijeđena dušična kiselina u ovom slučaju se reducira u NO:

Ako aktivniji metali uđu u reakciju oksidacije s razrijeđenom dušičnom kiselinom, tada se oslobađa N 3 0:

Vrlo razrijeđena dušična kiselina, u interakciji s aktivnim metalima, reducira se u amonijeve soli:

Gvožđe lako reaguje sa razblaženom azotnom kiselinom i ne reaguje sa koncentrovanom azotnom kiselinom na hladnom. Hrom i aluminij se ponašaju slično. To se objašnjava činjenicom da se na površini ovih metala formiraju oksidni filmovi koji inhibiraju dalju oksidaciju metala (pasivaciju metala).

Dakle, kada dušična kiselina stupi u interakciju s metalima, vodik se ne oslobađa.

Nemetali, kada se zagrevaju sa HN0 3, oksidiraju se u kiseonikove kiseline. Ovisno o koncentraciji, dušična kiselina se reducira na NO 2 ili NO:

Smjesa koja se sastoji od jedne zapremine azota i tri zapremine koncentrovanog hlorovodonične kiseline, zove se kraljevska votka. Ova mješavina je jači oksidant i rastvara plemenite metale kao što su zlato i platina. Djelovanje carske vode temelji se na činjenici da HNO 3 oksidira HC1 uz oslobađanje nitrozil klorida, koji se razgrađuje stvaranjem atomskog klora i NO. Klor igra ulogu oksidacijskog sredstva u interakciji s metalima:

Interakcija sa zlatom se odvija prema reakciji

Dušična kiselina, ovisno o koncentraciji, različito se ponaša u odnosu na sulfide, koji pokazuju redukciona svojstva. Dakle, razrijeđena dušična kiselina (do 20%) oksidira sulfidni ion S 2- u neutralni sumpor, a sama se reducira u NO. Koncentrovanija azotna kiselina (30% rastvor) oksidira S2 u SOf, dok se redukuje u NO:

U bezvodnoj dušičnoj kiselini odvijaju se sljedeći ravnotežni procesi:

Da bi se prepoznao nitratni ion N0 3 i razlikovao od nitritnog jona N0 2, koristi se nekoliko reakcija:

a) nitrati u alkalnoj sredini mogu se reducirati u amonijak sa metalima - cinkom ili aluminijumom:

• (oslobođeni plinoviti amonijak može se otkriti po plavoj boji vlažnog lakmus papira);
• b) gvožđe sulfat (I) u kiseloj sredini se oksidira azotnom kiselinom u gvožđe sulfat (III). Dušična kiselina se redukuje u NO, koji sa viškom FeSO^ formira smeđe kompleksno jedinjenje:

Soli dušične kiseline, zvane nitrati, - kristalne supstance, visoko rastvorljiv u vodi. Kada se zagreju, oni se raspadaju sa oslobađanjem 0 9 . Nitrati koji sadrže alkalne metale i metale koji stoje u nizu standardnih elektrodnih potencijala lijevo od magnezija (uključujući magnezij), eliminacijom kisika prelaze u odgovarajuće nitrite:

Nitrati metala koji se nalaze u seriji standardnih elektrodnih potencijala desno od bakra se cijepaju sa stvaranjem slobodnih metala:

Nitrati drugih metala se razlažu do oksida:

Za kvalitativnu detekciju koristi se reakcija

usled čega se oslobađa smeđi gas (NO 9).

Pošto nitrati lako odvajaju kiseonik na visokim temperaturama i stoga su oksidanti, koriste se za pravljenje zapaljivih i eksplozivnih smeša. Na primjer, barut je mješavina 68% KN03, 15% S i 17% C.

Najvažniji su NaNO;j (čileanski nitrat), KN0 3 (kalijum nitrat), NH 4 N0 3 (amonijum nitrat) i Ca (NO: i) 2 (kalcijum nitrat). Sva ova jedinjenja se koriste u poljoprivredi kao đubriva.

Biološka uloga nitrogen. Dušik je makroelement koji je dio aminokiselina proteina, RNK i DNK, hormona, enzima, vitamina i mnogih drugih vitalnih supstrata.