Dušična kiselina.Čista dušična kiselina HNO 3 je bezbojna tekućina s gustoćom od 1,51 g / cm na - 42 ° C, koja se skrućuje u prozirnu kristalnu masu. U zraku se, kao i koncentrirana solna kiselina, "dimi", jer njegove pare tvore male kapljice magle s "vlagom u zraku,

Dušična kiselina se ne razlikuje po snazi, Već pod utjecajem svjetlosti postupno se razgrađuje:

Što je temperatura viša i kiselina koncentriranija, razgradnja je brža. 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 ione.

Oksidirajuća svojstva dušične kiseline. Karakteristično svojstvo dušične kiseline je njezina izrazita oksidacijska sposobnost. Dušična kiselina-jedan

najenergičnijih oksidansa. Mnogi nemetali se njime lako oksidiraju, pretvarajući se u odgovarajuće kiseline. Dakle, kada se sumpor kuha s dušičnom kiselinom, postupno oksidira u sumpornu kiselinu, fosfor u fosfornu kiselinu. Tinjajući žar uronjen u koncentriranu HNO 3 jarko se rasplamsava.

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

Koncentrirana HNO 3 pasivizira neke metale. Lomonosov je također otkrio da se željezo, koje se lako otapa u razrijeđenoj dušičnoj kiselini, ne otapa.

u hladnoj koncentriranoj 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.

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

Priznanica.

1. U laboratoriju 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 dušične kiseline odvija se 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

Kemijska svojstva . Pokazuje sva svojstva kiselina. Dušična kiselina je jedna od najjačih mineralnih kiselina.

1. U vodenim otopinama potpuno se disocira na ione:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Reagira s metalnim oksidima:

MgO + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O,

3. Reagira s bazama:

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

4. Koncentrirani HNO 3, u interakciji s najaktivnijim metalima u Al, reducira se na N 2 O. Na primjer:

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

5. Koncentrirani HNO 3 u interakciji s manje aktivnim metalima (Ni, Cu, Ag, Hg) reducira se na NO 2. Na primjer:

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

6. Slično, koncentrirana HNO 3 reagira s nemetalima. Nemetal je oksidiran. Na primjer:

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

C dušična kiselina olis – nitrati kada se zagrijavaju, 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

Primjena.

Dušična kiselina se koristi za proizvodnju dušičnih gnojiva, lijekova i eksploziva.

Vodik. Građa atoma, fizikalna i kemijska svojstva, dobivanje i uporaba vodika.

VODIK, H, kemijski element s atomskim brojem 1, atomska masa 1,00794.

Prirodni vodik sastoji se od smjese dva stabilna nuklida s masenim brojevima 1,007825 (99,985% u smjesi) i 2,0140 (0,015%). Osim toga, u prirodnom vodiku uvijek postoje zanemarive količine radioaktivnog nuklida - tricija 3 H (vrijeme poluraspada T1 / 2 = 12,43 godine). Budući da jezgra atoma vodika sadrži samo 1 proton (u jezgri atoma ne može biti manje od protona), ponekad se kaže da vodik čini prirodnu donju granicu periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva (iako je element sam vodik nalazi se u gornjem dijelu tablice). Element vodik nalazi se u prvoj periodi periodnog sustava elemenata. Pripada i 1. skupini (IA skupina alkalnih metala) i 7. skupini (VIIA skupina halogena).

Mase atoma u izotopima vodika jako se razlikuju (za nekoliko puta). To dovodi do zamjetnih razlika u njihovom ponašanju u fizikalnim procesima (destilacija, elektroliza i dr.) i do određenih kemijskih razlika (razlike u ponašanju izotopa jednog elementa nazivaju se izotopski efekti; za vodik su izotopski efekti najznačajniji). Stoga, za razliku od izotopa svih drugih elemenata, izotopi vodika imaju posebne simbole i nazive. Vodik s masenim brojem 1 naziva se laki vodik, odnosno protij (lat. Protium, od grčkog protos - prvi), označava se simbolom H, a njegova jezgra naziva se proton, simbol p. Vodik s masenim brojem 2 naziva se teški vodik, deuterij (latinski Deuterium, od grčkog deuteros - drugi), za označavanje se koriste simboli 2 H ili D (čitaj "de"), jezgra d je deuteron. Radioaktivni izotop masenog broja 3 naziva se superteški vodik, ili tricij (lat. Tritum, od grčkog tritos - treći), simbol 3 H ili T (čitaj "oni"), jezgra t je triton.

Konfiguracija jedinog elektronskog sloja neutralnog nepobuđenog atoma vodika je 1s1. U spojevima ima oksidacijska stanja +1 i rjeđe -1 (valencija I). Polumjer neutralnog atoma vodika je 0,0529 nm. Energija ionizacije atoma je 13,595 eV, afinitet prema elektronu je 0,75 eV. Na Paulingovoj ljestvici elektronegativnost vodika je 2,20. Vodik je jedan od nemetala.

U svom slobodnom obliku, to je lagani, zapaljivi plin bez boje, mirisa i okusa.

Tjelesni i Kemijska svojstva: u normalnim uvjetima, vodik je lagan (gustoća u normalnim uvjetima 0,0899 kg / m 3) bezbojni plin. Talište -259,15°C, vrelište -252,7°C. Tekući vodik (na vrelištu) ima gustoću 70,8 kg/m 3 i najlakša je tekućina. Standardni elektrodni potencijal H 2 / H– u vodenoj otopini uzima se jednak 0. Vodik je slabo topljiv u vodi: na 0 ° C, topljivost je manja od 0,02 cm 3 / ml, ali je vrlo topljiv u nekim metalima (spužvasto željezo i drugi), posebno dobro - u metalnom paladiju (oko 850 volumena vodika u 1 volumenu metala). Toplina izgaranja vodika je 143,06 MJ/kg.

Postoji u obliku dvoatomnih H 2 molekula. Konstanta disocijacije H2 na atome pri 300 K je 2,56 10–34. Energija disocijacije molekule H 2 na atome je 436 kJ/mol. Međujezgrena udaljenost u molekuli H 2 je 0,07414 nm.

Budući da jezgra svakog atoma H koji je dio molekule ima svoj spin, molekularni vodik može biti u dva oblika: u obliku ortovodika (o-H 2) (oba spina imaju istu orijentaciju) i u obliku paravodika ( p-H 2 ) (leđa su različito usmjerena). U normalnim uvjetima, normalni vodik je smjesa 75% o-H 2 i 25% p-H 2 . Fizikalna svojstva p- i o-H 2 malo se razlikuju jedna od druge. Dakle, ako je vrelište čisti o-n 2 20,45 K, dakle čisti p-n 2 - 20,26 K. Uključivanje 2 u p-H 2 praćeno je oslobađanjem 1418 J/mol topline.

Visoka čvrstoća kemijske veze između atoma u molekuli H 2 (koja se npr. metodom molekularne orbitale može objasniti činjenicom da je u ovoj molekuli elektronski par u veznoj orbitali, a orbitala popuštanja je nije naseljen elektronima) dovodi do činjenice da je na sobnoj temperaturi plinoviti vodik kemijski neaktivan. Dakle, bez zagrijavanja, jednostavnim miješanjem, vodik reagira (eksplozivno) samo s plinovitim fluorom (F):

H2 + F2 \u003d 2HF + Q.

Ako se smjesa vodika i klora (Cl) na sobnoj temperaturi ozrači ultraljubičastim svjetlom, tada se uočava trenutno stvaranje klorovodika HCl. Reakcija vodika s kisikom (O) događa se uz eksploziju ako se smjesi tih plinova doda katalizator - metalni paladij (Pd) (ili platina (Pt)). Prilikom paljenja smjesa vodika i kisika (O) (tzv. eksplozivni plin) eksplodira, a do eksplozije može doći u smjesama u kojima je udio vodika od 5 do 95 volumnih postotaka. Čisti vodik u zraku ili u čistom kisiku (O) tiho gori uz oslobađanje velike količine topline:

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

Ako vodik komunicira s drugim nemetalima i metalima, onda samo pod određenim uvjetima (grijanje, visoki tlak, prisutnost katalizatora). Dakle, vodik reverzibilno reagira s dušikom (N) pri povišenom tlaku (20-30 MPa i više) i pri temperaturi od 300-400 ° C u prisutnosti katalizatora - željeza (Fe):

3H2 + N2 = 2NH3 + Q.

Također, samo kada se zagrije, vodik reagira sa sumporom (S) da nastane vodikov sulfid H 2 S, s bromom (Br) - da nastane bromovodik HBr, s jodom (I) - da nastane jodovodik HI. Vodik reagira s ugljenom (grafitom) pri čemu nastaje smjesa ugljikovodika različitog sastava. Vodik ne komunicira izravno s borom (B), silicijem (Si), fosforom (P), spojevi ovih elemenata s vodikom se dobivaju neizravno.

Kada se zagrije, vodik može reagirati s alkalijama, zemnoalkalijskim metalima i magnezijem (Mg) kako bi se formirali spojevi s prirodom ionske veze, koji sadrže vodik u oksidacijskom stanju –1. Dakle, kada se kalcij zagrijava u atmosferi vodika, nastaje hidrid sličan soli sastava CaH 2 . Polimerni aluminijev hidrid (AlH 3) x - jedan od najjačih redukcijskih sredstava - dobiva se neizravno (na primjer, pomoću organoaluminijevih spojeva). S mnogim prijelaznim metalima (npr. cirkonij (Zr), hafnij (Hf) itd.) vodik stvara spojeve promjenjivog sastava (krute otopine).

Vodik može reagirati ne samo s mnogim jednostavnim, već i sa složenim tvarima. Prije svega treba istaknuti sposobnost vodika 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 vodikom 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 nizu mogu reducirati vodikom iz oksida. standardni potencijali iza mangana (Mn). Aktivniji metali (uključujući mangan (Mn)) ne reduciraju se u metal iz oksida.

Vodik se može pridružiti dvostrukoj ili trostrukoj vezi mnogim organskim spojevima (to su takozvane reakcije hidrogenacije). Na primjer, u prisutnosti nikalnog katalizatora, može se provesti hidrogenacija etilena C 2 H 4 i nastaje etan C 2 H 6:

C2H4 + H2 \u003d C2H6.

Interakcija ugljikovog monoksida (II) i vodika u industriji proizvodi metanol:

2H2 + CO \u003d CH3OH.

U spojevima u kojima je atom vodika povezan s atomom elektronegativnijeg elementa E (E \u003d F, Cl, O, N), između molekula nastaju vodikove veze (povezana su dva E atoma istog ili dva različita elementa kroz H atom: E "... N ... E"", sa sva tri atoma smještena na istoj ravnoj liniji). Takve veze postoje između molekula vode, amonijaka, metanola itd. i dovode do primjetne povećanje vrelišta tih tvari, povećanje topline isparavanja itd.

Priznanica: Vodik se može dobiti na više načina. U industriji se za to koriste prirodni plinovi, kao i plinovi dobiveni preradom nafte, koksiranjem i rasplinjavanjem ugljena i drugih goriva. U proizvodnji vodika iz prirodnog plina (glavna komponenta je metan) provodi se njegova katalitička interakcija s vodenom parom i nepotpuna oksidacija s kisikom (O):

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

Odvajanje vodika od koksnog i rafinerijskih plinova temelji se na njihovom ukapljivanju tijekom dubokog hlađenja i uklanjanju iz smjese plinova koji se lakše ukapljuju od vodika. U prisustvu jeftine električne energije, vodik se dobiva elektrolizom vode, propuštanjem struje kroz alkalijske otopine. U laboratorijskim uvjetima vodik se lako dobiva interakcijom metala s kiselinama, na primjer, cinka (Zn) s klorovodičnom kiselinom.

Primjena: vodik se koristi u sintezi amonijaka NH3, klorovodika HCl, metanola CH 3 OH, u hidrokrekingu (krekiranju u atmosferi vodika) prirodnih ugljikovodika, kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji pojedinih metala. Hidrogenizacijom prirodnih biljnih ulja dobiva se tvrda mast – margarin. Tekući vodik koristi se kao raketno gorivo i kao rashladno sredstvo. U zavarivanju se koristi mješavina kisika (O) i vodika.

Svojedobno se sugeriralo da će u bliskoj budućnosti reakcija izgaranja vodika postati glavni izvor proizvodnje energije, a energija vodika zamijenit će tradicionalne izvore proizvodnje energije (ugljen, nafta itd.). Istodobno se pretpostavljalo da bi za proizvodnju vodika u velikim razmjerima bilo moguće koristiti elektrolizu vode. Elektroliza vode prilično je energetski intenzivan proces i trenutačno je neisplativo dobivanje vodika elektrolizom u industrijskim razmjerima. No očekivalo se da će se elektroliza temeljiti na korištenju topline srednje temperature (500-600°C), koja se u velikim količinama javlja tijekom rada nuklearnih elektrana. Ta je toplina ograničeno iskoristiva, a mogućnost dobivanja vodika uz pomoć nje riješila bi i ekološki problem (pri izgaranju vodika u zraku količina tvari štetnih za okoliš nastaje minimalna) i problem iskorištenja srednjetemperaturne toplina. Međutim, nakon černobilske katastrofe, razvoj nuklearne energije posvuda je ograničen, tako da naznačeni izvor energije postaje nedostupan. Stoga se izgledi za široku upotrebu vodika kao izvora energije još uvijek mijenjaju, barem do sredine 21. stoljeća.

Značajke cirkulacije : vodik nije otrovan, ali pri rukovanju njime treba stalno voditi računa o njegovoj visokoj opasnosti od požara i eksplozije, a opasnost od eksplozije vodika je povećana zbog velike sposobnosti difuzije plina čak i kroz neke čvrste materijale. Prije početka bilo kakvih postupaka zagrijavanja u atmosferi vodika, trebali biste se uvjeriti da je čista (prilikom paljenja vodika u epruveti okrenutoj naopako, zvuk bi trebao biti tup, a ne lajanje).

27 Položaj mikroorganizama u sustavu živog svijeta. Raznolikost mikroorganizama i njihova sličnost s drugim organizmima. Bitne značajke mikroorganizama su: mala veličina stanica, visoka metabolička aktivnost, visoka plastičnost njihovog metabolizma (brza prilagodba promjenjivim uvjetima okoline, "sveprisutnost"), sposobnost brzog razmnožavanja, slaba morfološka diferencijacija i raznovrsnost metaboličkih procesa.

Mikroorganizmi, (mikrobi) - skupni naziv za skupinu 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 izoliraju u posebnu skupinu. Većina mikroorganizama sastoji se od jedne stanice, ali postoje i višestanični mikroorganizmi, kao što postoje i neki jednostanični makroorganizmi vidljivi golim okom, kao što je Thiomargarita namibiensis, predstavnici roda Caulerpa (divovski su polikarioni). Mikrobiologija je proučavanje ovih organizama.

Sveprisutnost i ukupna snaga metaboličkog potencijala mikroorganizama određuje njihovu najvažniju ulogu u kruženju tvari i održavanju dinamičke ravnoteže u Zemljinoj biosferi.

Kratak pregled različitih predstavnika mikrokozmosa, koji zauzimaju određene "katove" veličine, pokazuje da je u pravilu veličina predmeta u određenoj vezi s njihovom strukturnom složenošću. Donja granica veličine slobodnoživućeg jednostaničnog organizma određena je prostorom potrebnim za pakiranje aparata potrebnog za neovisno postojanje unutar stanice. Ograničenje gornje granice veličine mikroorganizama određeno je, prema suvremenim shvaćanjima, odnosom površine stanice i volumena. Povećanjem dimenzija ćelije povećava se površina u kvadratu, a volumen u kocki, pa se omjer ovih vrijednosti pomiče prema potonjem.

Mikroorganizmi žive gotovo posvuda gdje ima vode, uključujući tople izvore, dno svjetskih oceana, ali i duboko u zemljinoj kori. Oni su važna karika u metabolizmu u ekosustavima, uglavnom djeluju kao razlagači, ali u nekim su ekosustavima jedini proizvođači biomase.

Mikroorganizmi koji žive u raznim sredinama, sudjeluju u ciklusu sumpora, željeza, fosfora i drugih elemenata, razgrađuju organske tvari životinjskog, biljnog podrijetla, kao i abiogenog podrijetla (metan, parafini), osiguravaju samopročišćavanje vode u akumulacijama.

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

Mikroorganizme karakterizira dobra prilagodljivost na djelovanje čimbenika okoliša. Razni mikroorganizmi mogu rasti na temperaturama od -6° do +50-75°. Rekord u preživljavanju na povišenoj temperaturi postavile su arheje, od kojih neke od proučavanih kultura rastu na hranjivim medijima 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 s ovom temperaturom postoje pod pritiskom u vrućim vulkanskim izvorima na dnu oceana (Crni pušači).

Poznati su mikroorganizmi koji se razvijaju na razinama ionizirajućeg zračenja koje su pogubne za višestanična bića, u širokom rasponu pH vrijednosti, pri koncentraciji natrijevog klorida od 25%, u uvjetima različitog sadržaja kisika do njegovog potpunog izostanka (anaerobni mikroorganizmi).

Istodobno, patogeni mikroorganizmi uzrokuju bolesti ljudi, životinja i biljaka.

Najšire prihvaćene teorije o podrijetlu života na Zemlji sugeriraju da su protomikroorganizmi prvi živi organizmi koji su nastali evolucijom.

Trenutno su svi mikroorganizmi podijeljeni u 3 carstva:

1. Procariota. Sve vrste bakterija, rikecije, klamidije, mikoplazme itd. mogu se pripisati ovom carstvu. Stanice imaju jezgru s jednim kromosomom. Jezgra nije odvojena od citoplazme stanice. Jednostavan ciklus dijeljenja suženjem. Postoji niz jedinstvenih organela kao što su plazmidi, mezosomi. Nema sposobnost fotosinteze.

2. Eucariotae. Predstavnici ovog carstva su gljive i protozoe. Stanica sadrži jezgru, odvojenu od citoplazme membranom, s nekoliko kromosoma. Postoji niz organela karakterističnih za više životinje: mitohondriji, endoplazmatski retikulum, Golgijev aparat. Neki predstavnici ovog kraljevstva imaju kloroplaste i sposobni su za fotosintezu. Imaju složen životni ciklus.

3. Vira. Ovom kraljevstvu pripadaju virusi. Obilježje viriona je prisutnost samo jedne vrste nukleinske kiseline: RNA ili DNA zatvorene u kapsidu. Virus možda nema zajednički vanjski omotač. Reprodukcija virusa može se dogoditi tek nakon ugradnje u drugu stanicu, gdje se odvija replikacija.

Tri od pet dušikovih oksida reagiraju s vodom, tvoreći dušikovu H1M0 2 i dušikovu HNO 3 kiselinu.

Dušična kiselina je slaba i nestabilna. Može biti prisutan samo u maloj koncentraciji u ohlađenoj vodenoj otopini. U praksi se dobiva djelovanjem sumporne kiseline na otopinu soli (najčešće NaN0 2) pri hlađenju gotovo do 0°C. Pri pokušaju povećanja koncentracije dušična kiselina iz otopine na dno posude izlazi plava tekućina – dušikov oksid (III). Kako temperatura raste, dušična kiselina se raspada, ali reakcija

Dušikov oksid (IV) reagira s vodom, dajući dvije kiseline (vidi gore). Ali uzimajući u obzir razgradnju dušikove kiseline, ukupna reakcija N 2 0 4 s vodom kada se zagrijava zapisuje se kako slijedi:

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

Stvaranje smjese soli je sasvim razumljivo, jer, reagirajući s vodom, N 2 0 4 tvori dvije kiseline. Neutralizacija lužinom sprječava razgradnju nestabilne dušikove kiseline i dovodi do pomaka ravnoteže reakcije N 2 0 4 s vodom potpuno udesno.

Nitriti alkalijskih metala također se dobivaju termalno raspadanje njihovi nitrati:

Soli dušične kiseline vrlo su topive u vodi. Topivost nekih nitrita je izuzetno visoka. Na primjer, pri 25°C, koeficijent topljivosti kalijeva nitrita je 314, tj. U 100 g vode otopi se 314 g soli. Nitriti alkalnih metala su toplinski stabilni i tope se bez raspadanja.

U kiseloj sredini nitriti djeluju kao prilično jaki oksidansi. Zapravo, nastala slaba dušična kiselina pokazuje oksidacijska svojstva. Jod se oslobađa iz otopina jodida:

Jod se otkriva bojom, a dušikov oksid - karakterističnim mirisom. Dušik dolazi iz TAKO+3 in TAKO +2.

Oksidirajuća sredstva jača od dušične kiseline oksidiraju nitrite u nitrate. U kiseloj sredini otopina kalijevog permanganata postaje bezbojna kada se doda natrijev nitrit:

Dušik dolazi iz TAKO+3 in TAKO+5. Dakle, dušikova 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. Korištenje velike količine dušičnih gnojiva značajno ubrzava rast biljaka, ali u isto vrijeme sadrže visoke koncentracije nitrata i nitrita. Korištenje povrća i bobičastog voća uzgojenog na ovaj način (lubenice, dinje) dovodi do trovanja.

Dušična kiselina ima veliki praktični značaj. Njegova svojstva kombiniraju snagu kiseline (gotovo potpuna ionizacija u vodenoj otopini), snažna oksidacijska svojstva i sposobnost prijenosa nitro skupine NO 2 + na druge molekule. Dušična kiselina se u velikim količinama koristi za proizvodnju gnojiva. U ovom slučaju služi kao izvor dušika potrebnog za biljke. Služi za otapanje metala i dobivanje visokotopljivih soli – nitrata.

Krajnje važan smjer Upotreba dušične kiseline je nitracija organskih tvari za dobivanje raznih organskih proizvoda koji sadrže nitro skupine. Među organskim nitro spojevima nalaze se ljekovite tvari, boje, otapala, eksplozivi. Godišnja svjetska proizvodnja dušične kiseline premašuje 30 milijuna tona.

U razdoblju prije industrijskog razvoja sinteze amonijaka i njegove oksidacije, dušična kiselina se dobivala iz nitrata, na primjer, iz čileanskog nitrata NaN0 3 . Salitra je zagrijavana koncentriranom sumpornom kiselinom:

Oslobođene pare dušične kiseline u ohlađenom spremniku kondenziraju se u tekućinu sa visok sadržaj HN0 3 .

Trenutno se dušična kiselina dobiva različitim varijantama metode, u kojima je početni 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 mnogo energije. Metoda je tehnički implementirana 1905. godine u Norveškoj. Zagrijani zrak prolazio je kroz zonu izgaranja voltskog luka na temperaturi od 3000-3500°C. Plinovi koji izlaze iz uređaja sadržavali su samo 2-3% dušikovog oksida (N). Do 1925. godine svjetska proizvodnja dušičnih gnojiva ovom metodom dosegla je 42 000 tona, što je prema suvremenom razmjeru proizvodnje gnojiva vrlo malo. Potom je ekspanzija proizvodnje dušične kiseline išla putem oksidacije amonijaka u dušikov oksid (I).

Normalnim izgaranjem amonijaka nastaju dušik i voda. Ali kada se reakcija provodi na nižoj temperaturi pomoću katalizatora, oksidacija amonijaka završava stvaranjem NO. Pojava NO propuštanjem smjese amonijaka i kisika kroz platinastu mrežicu poznata je već duže vrijeme, ali ovaj katalizator ne daje dovoljno visok prinos oksida. Ovaj proces za tvorničku proizvodnju bilo je moguće koristiti tek u 20. stoljeću, kada je pronađen učinkovitiji katalizator - legura platine i rodija. Metal rodij, koji se pokazao iznimno potrebnim u proizvodnji dušične kiseline, oko 10 puta je rjeđi od platine. S Pt / Rh katalizatorom u smjesi amonijaka i kisika određenog sastava na 750 ° C, reakcija

daje do 98% NO. Ovaj proces je termodinamički nepovoljniji od izgaranja amonijaka u dušik i vodu (vidi gore), ali katalizator osigurava brzo povezivanje dušikovih atoma preostalih nakon gubitka vodika od strane molekule 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 dušičnu kiselinu. Razrijeđena dušična kiselina dobiva se otapanjem NQ 2 u vodi na povišenoj temperaturi. Reakcija je dana gore (str. 75). Dušična kiselina s masenim udjelom do 98% dobiva se reakcijom u smjesi tekućeg N 2 0 4 s vodom u prisutnosti plinovitog kisika pod visokim tlakom. Pod tim uvjetima, dušikov oksid (II) formiran istovremeno s dušičnom kiselinom ima vremena da se oksidira kisikom u NO 2, koji odmah reagira s vodom. To rezultira sljedećom ukupnom reakcijom:

Cijeli lanac uzastopnih reakcija pretvorbe atmosferskog dušika u dušičnu kiselinu može se prikazati na sljedeći način:

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

Bezvodna dušična kiselina je bezbojna tekućina s gustoćom od 1,5 g / cm 3, vrelište na 83 ° C i smrzavanje na -41,6 ° C u prozirnu kristalnu tvar. U zraku se dušična kiselina dimi poput koncentrirane klorovodične kiseline, jer kisele pare stvaraju kapljice magle s vodenom parom u zraku. Stoga se dušična kiselina s malim sadržajem vode naziva dimeći se. U pravilu ima žutu boju, budući da se pod djelovanjem svjetlosti raspada u NO 2 . Dimna kiselina koristi se relativno rijetko.

Obično se dušična kiselina proizvodi u industriji u obliku vodene otopine s masenim udjelom od 65-68%. Takva se otopina naziva koncentrirana dušična kiselina. Otopine s masenim udjelom HN0 3 manjim od 10% - razrijeđena dušična kiselina. Otopina s masenim udjelom od 68,4% (gustoća 1,41 g / cm 3) je azeotropna smjesa, vrelište na 122°C. Azeotropnu smjesu karakterizira isti sastav tekućine i pare iznad nje. Stoga destilacija azeotropne smjese ne dovodi do promjene njezina sastava. U koncentriranoj kiselini, uz obične molekule HN0 3, nalaze se i slabo disocirane molekule ortonitrične kiseline H 3 N0 4 .

Koncentrirana dušična kiselina pasivira površine nekih metala, kao što su željezo, aluminij, krom. Nakon kontakta ovih metala s koncentriranim HN () 3 kemijska reakcija ne ide. To znači da prestaju reagirati s kiselinom. Dušična kiselina može se transportirati u čeličnim cisternama.

I dimljenje i koncentrirana dušična kiselina jaki su oksidansi. Tinjajući ugljen bukti u dodiru s dušičnom kiselinom. Kapi terpentina, padajući u dušičnu kiselinu, zapale se, tvoreći veliki plamen (Sl. 20.3). Koncentrirana kiselina zagrijavanjem oksidira sumpor i fosfor.

Riža. 20.3.

Dušična kiselina pomiješana s koncentriranom sumpornom kiselinom pokazuje bazična svojstva. Iz molekule HN0 3hidroksidni ion se odvaja i nastaje nitroil (nitronijev) NOJ ion:

Ravnotežna koncentracija nitronija je mala, ali takva smjesa nitrira organske tvari uz sudjelovanje ovog iona. Iz ovog primjera proizlazi da se, ovisno o prirodi otapala, ponašanje tvari može radikalno promijeniti. U vodi HN0 3 pokazuje svojstva jake kiseline, au sumpornoj kiselini ispada da je baza.

U razrijeđenim vodenim otopinama dušična kiselina je gotovo potpuno ionizirana.

U koncentriranim otopinama dušične kiseline molekule HN0 3 djeluju kao oksidacijsko sredstvo, au razrijeđenim otopinama ioni NO 3 podržavaju kiseli okoliš. Stoga se dušik, ovisno o koncentraciji kiseline i prirodi metala, reducira u različite produkte. U neutralnom okruženju, tj. u solima dušične kiseline, ion NO 3 postaje slabo oksidacijsko sredstvo, ali kada se doda jaka kiselina neutralne otopine nitrati potonji djeluju kao dušična kiselina. Prema snazi ​​oksidacijskih svojstava u kiseloj sredini, ion N0 3 jači od H + . To dovodi do sljedeće važne posljedice.

Pod djelovanjem dušične kiseline na metale umjesto vodika oslobađaju se različiti dušikovi oksidi, a u reakcijama s aktivni metali dušik se reducira u NH* ion.

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:

Željezo se pasivizira koncentriranom dušičnom kiselinom, a kiselina srednje koncentracije oksidira do oksidacijskog stupnja +3:

Aluminij reagira s visoko razrijeđenom dušičnom kiselinom bez razvijanja plina jer se dušik reducira na TAKO-3, tvoreći amonijevu sol:

Soli dušične kiseline ili nitrati poznati su za sve metale. Često se koristi stari naziv nekih nitrata - salitra(natrijev nitrat, kalijev nitrat). Ovo je jedina obitelj soli u kojoj su sve soli topive u vodi. Ion N0 3 nije obojen. Stoga se nitrati ili ispostavljaju kao bezbojne soli ili imaju boju kationa uključenu u njihov sastav. Većina nitrata se izolira iz vodenih otopina u obliku kristalnih hidrata. Bezvodni nitrati su NH4 N0 3i nitrati alkalijskih metala, osim LiN0 3*3H 2 0.

Nitrati se često koriste za izvođenje reakcija izmjene u otopinama. Nitrati alkalijskih metala, kalcija i amonijaka koriste se u velikim količinama kao gnojiva. Kalijev nitrat je nekoliko stoljeća bio od velike važnosti u vojnim poslovima, jer je bio sastavni dio jedinog eksplozivnog sastava - baruta. Dobivao se uglavnom iz urina konja. Dušik sadržan u urinu, uz sudjelovanje bakterija u posebnim hrpama nitrata, pretvara se u nitrate. Kad je nastala tekućina isparila, prvo je kristalizirao kalijev nitrat. Ovaj

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

Termičko raspadanje nitrata događa se na temperaturama ispod 500°C. Kada se nitrati aktivnih metala zagrijavaju, prelaze u nitrite uz oslobađanje kisika (vidi gore). Nitrati manje aktivnih metala toplinskom razgradnjom daju metalni oksid, dušikov oksid (1 U) i kisik:

Ako se kalijev ili natrijev nitrat zagrijava, oni gube dio kisika i pretvaraju se u soli dušikove kiseline HNO 2. Razgradnja je lakša u prisutnosti olova koje veže oslobođeni:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Soli dušikove kiseline - nitriti - kristalni, lako topljivi u vodi (osim srebrne soli). NaNO 2 ima široku primjenu u proizvodnji raznih boja.

Kada se otopina nekog nitrita izloži razrijeđenoj sumpornoj kiselini, dobiva se slobodna dušikova kiselina:

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

Ona pripada slabe kiseline (DO= 5 10 -4) i poznat je samo u jako razrijeđenim vodenim otopinama. Kada se otopina koncentrira ili kada se zagrijava, dušična kiselina se razgrađuje uz oslobađanje dušikovog oksida i dioksida:

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

Dušična kiselina je jaka, ali u isto vrijeme, pod djelovanjem drugih, snažnijih oksidacijskih sredstava, sama se može oksidirati u dušičnu kiselinu.

Čitate članak o dušičnoj kiselini HNO2

Amonijeve soli su vrlo osebujne. Svi se lako razgrađuju, neki spontano, kao što je amonijev karbonat:
(NH4) 2CO3 \u003d 2NH3 + H2O + CO2 (reakcija se ubrzava zagrijavanjem).
Ostale soli, kao što je amonijev klorid (amonijak), zagrijavanjem sublimiraju, tj. najprije se pod utjecajem zagrijavanja razlažu na amonijak i klorid, a kada temperatura padne, na hladnim dijelovima posude ponovno nastaje amonijev klorid:
grijanje
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
hlađenje
Amonijev nitrat se zagrijavanjem raspada na dušikov oksid i vodu. Ova reakcija može se odvijati uz eksploziju:
NH4NO3 = N2O + H2O
Amonijev nitrit NH4NO2 zagrijavanjem se raspada na dušik i vodu, pa se u laboratoriju koristi za proizvodnju dušika.
Pod djelovanjem lužina na amonijeve soli oslobađa se amonijak:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Otpuštanje amonijaka - značajka za prepoznavanje amonijevih soli. Sve amonijeve soli su kompleksni spojevi.

Amonijak i amonijeve soli naširoko se koriste. Amonijak se koristi kao sirovina za proizvodnju dušične kiseline i njezinih soli, kao i amonijevih soli, koje služe kao dobra dušična gnojiva. Takvo je gnojivo amonijev sulfat (NH4) 2SO4 i posebno amonijev nitrat NH4NO3 ili amonijev nitrat, čija molekula sadrži dva atoma dušika: jedan amonijak, drugi nitrat. Biljke prvo apsorbiraju amonijak, a zatim nitrat. Ovaj zaključak pripada utemeljitelju ruske agrokemije akad. D. N. Pryanishnikov, koji je svoje radove posvetio fiziologiji biljaka i potkrijepio važnost mineralnih gnojiva u poljoprivreda.
Amonijak u obliku amonijaka koristi se u medicini. Tekući amonijak koristi se u rashladnim uređajima. Amonijev klorid koristi se za proizvodnju Leclanchetovih suhih ćelija. Mješavina amonijevog nitrata s aluminijem i ugljenom, nazvana amonalom, snažan je eksploziv.
Amonijev karbonat se koristi u konditorskoj industriji kao prašak za pecivo.

■ 25. Na kojem se svojstvu amonijevog karbonata temelji njegova primjena za dizanje tijesta?
26. Kako detektirati amonijev ion u soli?
27. Kako izvesti niz transformacija:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Kisikovi spojevi dušika

S kisikom stvara nekoliko spojeva u kojima pokazuje različite stupnjeve oksidacije.
Postoji dušikov oksid N2O, ili "plin za smijeh" kako ga još nazivaju. Pokazuje oksidacijsko stanje + 1. U dušikovom oksidu NO, dušik pokazuje oksidacijsko stanje + 2, u dušikovom anhidridu N2O3 - + 3, u dušikovom dioksidu NO2 - +4, u dušikovom pentoksidu ili nitratnom
anhidrid, N2O5 - +5.
Dušikov oksid N2O je oksid koji ne stvara sol. To je plin koji je prilično topiv u vodi, ali ne reagira s vodom. Dušikov oksid pomiješan s kisikom (80% N2O i 20% O2) ima anestetički učinak i koristi se za tzv. plinsku anesteziju, čija je prednost što nema dugo djelovanje.
Ostatak dušika vrlo je otrovan. Njihov toksični učinak obično traje nekoliko sati nakon udisanja. Prva pomoć sastoji se u gutanju veće količine mlijeka, udisanju čistog kisika, žrtvi se mora osigurati mir.

■ 28. Nabrojite moguća oksidacijska stanja dušika i njima odgovarajuća oksidacijska stanja.
29. Koje mjere prve pomoći treba poduzeti u slučaju trovanja dušikovim oksidom?

Najzanimljiviji i najvažniji oksidi dušika su dušikov oksid i dušikov dioksid koje ćemo proučavati.
Dušikov oksid NO nastaje iz dušika i kisika tijekom jakih električnih pražnjenja. U zraku tijekom grmljavinske oluje ponekad se opaža stvaranje dušikovog oksida, ali u vrlo malim količinama. Dušikov oksid je plin bez boje i mirisa. Dušikov oksid je netopljiv u vodi, pa se može skupljati iznad vode u slučajevima kada se priprema provodi u laboratoriju. U laboratoriju se dušikov oksid dobiva iz umjereno koncentrirane dušične kiseline djelovanjem na:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
U ovoj jednadžbi sami rasporedite koeficijente.
Dušikov oksid se može dobiti i na druge načine, na primjer, u plamenu električnog luka:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
U proizvodnji dušične kiseline, dušikov oksid se dobiva katalitičkom oksidacijom amonijaka, o čemu je bilo riječi u § 68, str. 235.
Dušikov oksid je oksid koji ne stvara sol. Lako se oksidira atmosferskim kisikom i pretvara u dušikov dioksid NO2. Ako se oksidacija provodi u staklenoj posudi, bezbojni dušikov oksid prelazi u smeđi plin - dušikov dioksid.

■ 30. Prilikom međudjelovanja bakra s dušičnom kiselinom oslobodilo se 5,6 litara dušikovog oksida. Izračunajte koliko je bakra reagiralo i koliko je soli nastalo.

Dušikov dioksid NO2 je smeđi plin karakterističnog mirisa. Dobro se otapa u vodi jer s vodom reagira prema jednadžbi:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
U prisutnosti kisika može se dobiti samo dušična kiselina:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Molekule dušikovog dioksida NO2 prilično se lako spajaju u parove i tvore dušikov tetroksid N2O4 - bezbojnu tekućinu, strukturna formula koji

Ovaj proces se odvija na hladnoći. Zagrijavanjem dušikov tetroksid ponovno prelazi u dioksid.
Dušikov dioksid je kiseli oksid jer može reagirati s alkalijama u sol i vodu. Međutim, zbog činjenice da atomi dušika u modifikaciji N2O4 imaju različit broj valentnih veza, interakcija dušikovog dioksida s alkalijama stvara dvije soli - nitrat i nitrit:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Dušikov dioksid se dobiva, kao što je gore navedeno, 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 dobivanja dušikovog dioksida uz navođenje jednadžbi odgovarajućih reakcija.

32. Nacrtajte dijagram strukture atoma dušika u oksidacijskom stanju +4 i objasnite kakvo bi trebalo biti njegovo ponašanje u redoks reakcijama.
33. 32 g smjese bakra i bakrenog oksida stavljeno je u koncentriranu dušičnu kiselinu. Sadržaj bakra u smjesi je 20%. Koja količina plina će biti oslobođena. Koliko grama molekula soli dobivate?

Dušična kiselina i nitriti

Dušična kiselina HNO2 je vrlo slaba nestabilna kiselina. Postoji samo u razrijeđenim otopinama (a = 6,3% u 0,1 N otopini). Dušikova kiselina se lako razgrađuje u dušikov oksid i dušikov dioksid
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Oksidacijsko stanje dušika u dušikastoj kiselini je +3. Kod ovog stupnja oksidacije može se uvjetno smatrati da su 3 elektrona donirana iz vanjskog sloja atoma dušika, a ostaju 2 valentna elektrona. S tim u vezi, postoje dvije mogućnosti za N + 3 u redoks reakcijama: može pokazivati ​​i oksidativne i restorativna svojstva ovisno o tome u koji medij – oksidacijski ili redukcijski – dospije.
Soli dušične kiseline nazivaju se nitriti. Djelovanjem sumporne kiseline na nitrite može se dobiti nitratna kiselina:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitriti su soli koje su prilično topive u vodi. Poput same dušične kiseline, nitriti mogu pokazivati ​​oksidacijska svojstva kada reagiraju s redukcijskim agensima, na primjer:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Pronaći finalni proizvodi i postavite koeficijente na temelju elektroničke bilance, pokušajte sami.

Budući da se oslobođeni lako otkriva pomoću škroba, ova reakcija može poslužiti kao način otkrivanja čak i malih količina nitrita u piti vodu, čija je prisutnost nepoželjna 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 + …

Ostale produkte reakcije pronađite sami, sastavite elektronsku vagu i rasporedite koeficijente.

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

Dušična kiselina

HNO3 je jak elektrolit. To je hlapljiva tekućina. Čisto vrije na temperaturi od 86 °, nema boje; gustoća mu je 1,53. Laboratorij obično prima 65% HNO3 s gustoćom od 1,40.
dimi u zraku, jer njegove pare, dižući se u zrak i spajajući se s vodenom parom, tvore kapljice magle. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. Ima oštar miris i lako isparava, pa se koncentrirana dušična kiselina smije sipati samo uz propuh. Ako dođe u dodir s kožom, dušična kiselina može uzrokovati ozbiljne opekline. Mala opeklina se osjeća karakterističnom žutom mrljom na koži. Teške opekline mogu uzrokovati stvaranje čira. Ako dušična kiselina dođe u dodir s kožom, potrebno ju je brzo isprati s puno vode, a zatim neutralizirati slabom otopinom sode.

Koncentrirana 96-98% dušična kiselina rijetko ulazi u laboratorij i tijekom skladištenja se dosta lako, posebno na svjetlu, razgrađuje prema jednadžbi:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Trajno je obojen dušikovim dioksidom žuta boja. Višak dušikovog dioksida postupno isparava iz otopine, nakuplja se u otopini, a kiselina se nastavlja raspadati. U tom smislu, koncentracija dušične kiseline postupno se smanjuje. U koncentraciji od 65% dušična kiselina može se dugo skladištiti.
Dušična kiselina je jedan od najjačih oksidansa. Reagira s gotovo svim metalima, ali bez razvijanja vodika. Izražena oksidacijska svojstva dušične kiseline imaju tzv. pasivirajući učinak na neke ( , ). To posebno vrijedi za koncentriranu kiselinu. Kada mu je izložen, na površini metala stvara se vrlo gust oksidni film netopljiv u kiselini, koji štiti metal od daljnjeg izlaganja kiselini. Metal postaje "pasivan". .
Međutim, dušična kiselina reagira s većinom metala. U svim reakcijama s metalima u dušičnoj kiselini dušik se reducira i to potpunije, što je kiselina razrijeđenija i metal aktivniji.

Koncentrirana kiselina se reducira u dušikov dioksid. Primjer za to je gore navedena reakcija s bakrom (vidi § 70). Razrijeđena dušična kiselina s bakrom reducira se u dušikov oksid (vidi § 70). Oni aktivniji, primjerice, reduciraju razrijeđenu dušičnu kiselinu u dušikov oksid.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Kada se jako razrijedi s aktivnim metalom, kao što je cink, reakcija dolazi do stvaranja amonijeve soli:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

U svim gornjim reakcijskim shemama rasporedite koeficijente tako da sami sastavite elektroničku bilancu.

■ 36. Zašto se koncentracija dušične kiseline smanjuje tijekom skladištenja u laboratoriju, čak iu dobro zatvorenim posudama?
37. Zašto koncentrirana dušična kiselina ima žućkastosmeđu boju?
38. Napišite jednadžbu reakcije razrijeđene dušične kiseline sa željezom. Produkti reakcije su željezov(III) nitrat i oslobađa se smeđi plin.
39. Napiši u bilježnicu sve jednadžbe reakcija koje karakteriziraju međudjelovanje dušične kiseline s metalima. Navedite koji, osim metalnih nitrata, nastaju u tim reakcijama.

Mnogi mogu gorjeti u dušičnoj kiselini, poput ugljena i:
C + HNO3 → NO + CO2
R + HNO3 → NO + H3PO4

Slobodno se istodobno oksidira u fosfornu kiselinu. kada se kuha u dušičnoj kiselini, prelazi u S + 6 i nastaje iz slobodnog sumpora:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Dopunite sami jednadžbe reakcija.

Složeni također mogu gorjeti u dušičnoj kiselini. Na primjer, terpentin i zagrijana piljevina izgaraju u dušičnoj kiselini.
Dušična kiselina također može oksidirati solnu kiselinu. Mješavina tri dijela klorovodične kiseline i jednog dijela dušične kiseline naziva se aqua regia. Ovo ime je dano jer ova smjesa također oksidira platinu, na koju ne utječu nikakve kiseline. Reakcija se odvija u sljedećim fazama: u samoj smjesi ion klora se oksidira do slobodnog i dušik se reducira u nitrozil klorid:
HNO3 + 3NCl ⇄ Sl2 + 2N2O + NOCl
aqua regia nitrozil klorid
Potonji se lako raspada u dušikov oksid i slobodan je prema jednadžbi:
2NOCl = 2NO + Cl2
Metal stavljen u "kraljevsku votku" lako se oksidira nitrozil kloridom:
Au + 3NOCl = AuSl3 + 3NO
Dušična kiselina može stupiti u reakciju nitracije s organska tvar. U ovom slučaju mora biti prisutan koncentrirani. Mješavina koncentrirane dušične i sumporne kiseline naziva se nitrirajuća smjesa. Pomoću takve smjese može se iz glicerina dobiti nitroglicerin, iz benzena nitrobenzen, iz vlakana nitroceluloza itd. U jako razrijeđenom stanju dušična kiselina pokazuje karakteristična svojstva kiselina.

■ 40. Primjeri tipična svojstva kiseline u odnosu na dušičnu kiselinu, daj sebi. Napiši jednadžbe u molekularnim i. ionski oblici.
41. Zašto se boce s koncentriranom dušičnom kiselinom ne smiju prevoziti zapakirane u drvnu sječku?
42. Kada se koncentrirana dušična kiselina ispituje s fenolftaleinom, fenolftalein dobiva narančastu boju, a ne ostaje bezbojan. Što ovo objašnjava?

Dobivanje dušične kiseline u laboratoriju vrlo je jednostavno. Obično se dobiva istiskivanjem sumporne kiseline iz njenih soli, na primjer:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
Na sl. 61 prikazano je laboratorijsko postrojenje za proizvodnju dušične kiseline.
U industriji se amonijak koristi kao sirovina za proizvodnju dušične kiseline. Kao rezultat oksidacije amonijaka u prisutnosti 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, tvori dušičnu kiselinu i ponovno 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 rešetka od platine s dodatkom rodija koja se zagrijava prije 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. Pri temperaturi od 140° razlaže se nastali dušikov dioksid opet na dušikov oksid i kisik.

Oksidacija dušikovog oksida u dioksid provodi se u tornjevima koji se nazivaju apsorberi, obično pri tlaku od 8-10 atm. Istodobno u njima dolazi do apsorpcije (apsorpcije) nastalog dušikovog dioksida vodom. Za bolju apsorpciju dušikovog dioksida otopina se ohladi. Ispada 50-60% dušične kiseline.
Koncentriranje dušične kiseline provodi se u prisutnosti koncentrirane sumporne kiseline u destilacijskim kolonama. s dostupnom vodom stvara hidrate s vrelištem višim od vrelišta dušične kiseline, pa se pare dušične kiseline prilično lako oslobađaju iz smjese. Kada se te pare kondenziraju, može se dobiti 98-99% dušična kiselina. Obično više koncentrirana kiselina rijetko korišten.

■ 43. Napiši u bilježnicu sve jednadžbe reakcija koje se odvijaju tijekom proizvodnje dušične kiseline laboratorijskim i industrijskim metodama.
44. Kako izvesti niz transformacija:

45. Koliko se 10%-tne otopine može pripraviti iz dušične kiseline dobivene reakcijom 2,02 kg kalijeva nitrata s viškom sumporne kiseline?
46. ​​​​Odredite molarnost 63% dušične kiseline.
47. Koliko se dušične kiseline može dobiti iz 1 tone amonijaka uz iskorištenje 70%?
48. Cilindar je istiskivanjem vode napunjen dušikovim oksidom. Zatim je ispod njega, bez vađenja iz vode, podvučena cijev plinometra
(vidi sl. 34) i počeo preskakati. Opišite na što treba obratiti pozornost u boci ako nije dopušten višak kisika. Svoj odgovor obrazložite jednadžbama reakcija.

Riža. 62. Izgaranje ugljena u rastaljenoj salitri. 1 - rastaljena salitra; 2 - gorući ugljen; 3 - pijesak.

Soli dušične kiseline

Soli dušične kiseline nazivaju se nitrati. Nitrati alkalnih metala, kao i kalcija i amonijaka nazivaju se salitrom. Na primjer, KNO3 je kalijev nitrat, NH4NO3 je amonijev nitrat. Prirodne naslage natrijevog nitrata obiluju Čileom, zbog čega se ova sol naziva čileanska salitra.

Riža. 62. Spaljivanje ugljena u rastaljenoj salitri. 1 - rastaljena salitra; 2 - gorući ugljen; 3 - pijesak.

Soli dušične kiseline, poput nje same, jaka su oksidacijska sredstva. Na primjer, soli alkalnih metala tijekom taljenja izoliraju se prema jednadžbi:

2KNO3 = 2KNO2+ O2

Zbog toga ugljen i druge zapaljive tvari izgaraju u rastaljenoj salitri (slika 62).
sol teški metali također se razgrađuju uz oslobađanje kisika, ali prema drugoj shemi.
2Pb (NO3) 2 \u003d 2PbO + 4NO2 + O2

Riža. 63. Kruženje dušika u prirodi

Kalijev nitrat koristi se za izradu crnog baruta. Da biste to učinili, pomiješan je s ugljenom i sumporom. u tu svrhu se ne koristi, jer je higroskopan. Prilikom paljenja crni barut intenzivno gori prema jednadžbi:
2KNO3 + 3S + S = N2 + 3CO2 + K2S
Kalcijev i amonijev nitrat vrlo su dobra dušična gnojiva. NA novije vrijeme je postao široko rasprostranjen kao gnojivo i kalijev nitrat.
Dušična kiselina ima široku primjenu u proizvodnji kemijskih i farmaceutskih pripravaka (streptocid), organskih boja, celuloida, filmskih i fotografskih filmova. Soli dušične kiseline naširoko se koriste u pirotehnici.
U prirodi postoji ciklus dušika, u kojem biljke, kada uginu, vraćaju iz njega dobiveni dušik natrag u tlo. Životinje, hraneći se biljkama, vraćaju dušik u tlo u obliku izmeta, a nakon uginuća njihovi leševi trunu i time vraćaju u tlo i primljeni dušik (slika 63). Čovjek prilikom žetve intervenira u taj ciklus, poremeti ga i time osiromaši tlo dušika, pa se dušik mora unositi na polja u obliku mineralnih gnojiva.

■ 49. Kako provesti niz transformacija

Dušična kiselina HN0 2 poznata je samo u razrijeđenim otopinama. Nestabilan je, pa ne postoji u svom čistom obliku. Formula dušikove kiseline može se prikazati kao dva tautomerna oblika:

Nitritni ion N0 2 ima kutni oblik:

Kada se zagrijava, dušična kiselina se razgrađuje:

Dušik u dušikastoj kiselini ima oksidacijsko stanje +3, što odgovara srednjem stanju između najvišeg (+5) i najnižeg (-3) oksidacijskog stanja. Stoga dušikova kiselina pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Oksidator:

Reducirajuće sredstvo:

Soli dušikaste kiseline - nitriti - stabilni su spojevi i, s izuzetkom AgNO 2, lako su topljivi u vodi. Poput same dušične kiseline, nitriti imaju redoks svojstva.

Oksidator:

Reducirajuće sredstvo:

Reakcija s KI u kiselom mediju naširoko se koristi u analitičkoj kemiji za detekciju nitritnog iona NO 2 (oslobođeni slobodni jod boji otopinu škroba).

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

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

Dušična kiselina se komercijalno proizvodi katalitičkom oksidacijom amonijaka s atmosferskim kisikom. Ova metoda dobivanja HN() 3 sastoji se od nekoliko faza. Prvo se smjesa amonijaka sa zrakom propusti preko platinastog katalizatora na 800°C. Amonijak se oksidira u NO:

Nakon hlađenja, NO se dalje oksidira u NO 2:

Nastali NO 2 se otapa u vodi i formira HNO 3:

Čista dušična kiselina je bezbojna tekućina koja postaje kristalna na 42°C. U zraku se "dimi", jer njegove pare s vlagom iz zraka tvore male kapljice magle. Miješa se s vodom u bilo kojem omjeru. HN0 3 ima ravnu strukturu:

Dušik 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 jedna je od naj jake kiseline. U vodenim otopinama potpuno se disocira na ione H + i N0 3 .

Dušičnu kiselinu karakteriziraju isključivo oksidacijska svojstva. Dušik u dušičnoj kiselini je u stanju najveća oksidacija+5, tako da može dodati samo elektrone. Već pod utjecajem svjetlosti, dušična kiselina se razgrađuje uz oslobađanje NO 2 i 0 2:

Ovisno o koncentraciji dušične kiseline i prirodi redukcijskog sredstva, nastaju različiti produkti, pri čemu dušik ima oksidacijsko stanje od +4 do

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

Kada koncentrirani HN0 3 komunicira s nisko aktivnim metalima, u pravilu nastaje NO 2:

Međutim, razrijeđena dušična kiselina se u ovom slučaju 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:

Željezo lako reagira s razrijeđenom dušičnom kiselinom i ne reagira s koncentriranom dušičnom kiselinom na hladnoći. Krom i aluminij ponašaju se slično. To se objašnjava činjenicom da se na površini ovih metala stvaraju oksidni filmovi koji inhibiraju daljnju oksidaciju metala (pasivacija metala).

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

Nemetali se zagrijavanjem s HNO 3 oksidiraju u kisikove kiseline. Ovisno o koncentraciji, dušična kiselina se reducira u NO 2 ili NO:

Smjesa koja se sastoji od jednog volumena dušika i tri volumena koncentriranog klorovodične kiseline, Zove se kraljevska votka. Ova mješavina je jače oksidacijsko sredstvo i otapa plemenite metale poput zlata i platine. Djelovanje aqua regia temelji se na činjenici da HNO 3 oksidira HC1 uz oslobađanje nitrozil klorida koji se razgrađuje uz stvaranje atomskog klora i NO. Klor igra ulogu oksidirajućeg sredstva u interakciji s metalima:

Interakcija sa zlatom odvija se sukladno reakciji

Dušična kiselina se, ovisno o koncentraciji, različito ponaša prema sulfidima koji pokazuju redukcijska svojstva. Dakle, razrijeđena dušična kiselina (do 20%) oksidira sulfidni ion S 2- u neutralni sumpor, a sama se reducira u NO. Koncentriranija dušična kiselina (30% otopina) oksidira S 2 u SOf, dok se reducira u NO:

U bezvodnoj dušičnoj kiselini odvijaju se sljedeći ravnotežni procesi:

Za prepoznavanje nitratnog iona N0 3 i razlikovanje od nitritnog iona N0 2 koristi se nekoliko reakcija:

a) nitrati se u alkalnoj sredini mogu reducirati u amonijak s metalima - cinkom ili aluminijem:

• (oslobođeni plinoviti amonijak može se otkriti po plavoj boji mokrog lakmus papira);
• b) željezov sulfat (I) u kiseloj sredini dušičnom kiselinom oksidira u željezov sulfat (III). Dušična kiselina se reducira u NO, koji s viškom FeSO^ stvara smeđi kompleksni spoj:

Soli dušične kiseline, zvane nitrati, - kristalne tvari, visoko topljiv u vodi. Zagrijavanjem se razgrađuju uz oslobađanje 0 9 . Nitrati koji sadrže alkalijske metale i metale koji stoje u nizu standardnih elektrodnih potencijala lijevo od magnezija (uključujući i magnezij), eliminacijom kisika, prelaze u odgovarajuće nitrite:

Nitrati metala koji su u nizu standardnih elektrodnih potencijala desno od bakra cijepaju se uz stvaranje slobodnih metala:

Nitrati drugih metala razlažu se na okside:

Za kvalitativnu detekciju koristi se reakcija

uslijed čega se oslobađa smeđi plin (NO 9).

Budući da nitrati lako odvajaju kisik na visokim temperaturama i stoga su oksidansi, koriste se za izradu zapaljivih i eksplozivnih smjesa. Na primjer, barut je mješavina 68% KN03, 15% S i 17% C.

Najvažniji su NaNO ;j (čileanski nitrat), KN0 3 (kalijev nitrat), NH 4 N0 3 (amonijev nitrat) i Ca (NO:i) 2 (kalcijev nitrat). Svi ovi spojevi koriste se u poljoprivredi kao gnojiva.

Biološka uloga dušik. Dušik je makroelement koji ulazi u sastav aminokiselina proteina, RNK i DNK, hormona, enzima, vitamina i mnogih drugih vitalnih supstrata.