Kyselina dusičná.Čistá kyselina dusičná HNO 3 je bezfarebná kvapalina s hustotou 1,51 g / cm pri - 42 ° C, tuhnúca do priehľadnej kryštalickej hmoty. Vo vzduchu, podobne ako koncentrovaná kyselina chlorovodíková, „fajčí“, pretože jej výpary tvoria malé kvapôčky hmly s „vlhkosťou vo vzduchu,
Kyselina dusičná sa nelíši v sile, Už pod vplyvom svetla sa postupne rozkladá:
Čím vyššia je teplota a čím je kyselina koncentrovanejšia, tým rýchlejší je rozklad. Uvoľnený oxid dusičitý sa rozpúšťa v kyseline a dodáva jej hnedú farbu.
Kyselina dusičná je jednou z najsilnejších kyselín; v zriedených roztokoch sa úplne rozkladá na ióny H + a - NO 3.
Oxidačné vlastnosti kyseliny dusičnej. Charakteristickou vlastnosťou kyseliny dusičnej je jej výrazná oxidačná schopnosť. Kyselina dusičná-jedna
z najúčinnejších oxidačných činidiel. Mnohé nekovy sa ním ľahko oxidujú a menia sa na zodpovedajúce kyseliny. Takže keď sa síra varí s kyselinou dusičnou, postupne oxiduje na kyselinu sírovú, fosfor na kyselinu fosforečnú. Tlejúci uhlík ponorený do koncentrovanej HNO 3 sa jasne rozhorí.
Kyselina dusičná pôsobí na takmer všetky kovy (s výnimkou zlata, platiny, tantalu, ródia, irídia), pričom ich mení na dusičnany a niektoré kovy na oxidy.
Koncentrovaná HNO 3 pasivuje niektoré kovy. Lomonosov tiež zistil, že železo, ktoré sa ľahko rozpúšťa v zriedenej kyseline dusičnej, sa nerozpúšťa.
v studenej koncentrovanej HNO 3 . Neskôr sa zistilo, že kyselina dusičná má podobný účinok na chróm a hliník. Tieto kovy idú dole
pôsobenie koncentrovanej kyseliny dusičnej v pasívnom stave.
Stupeň oxidácie dusíka v kyseline dusičnej je 4-5. HNO 3, ktorý pôsobí ako oxidačné činidlo, sa môže redukovať na rôzne produkty:
Potvrdenie.
1. V laboratóriu sa kyselina dusičná získava reakciou bezvodých dusičnanov s koncentrovanou kyselinou sírovou:
Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3.
2. V priemysle výroba kyseliny dusičnej prebieha v troch etapách:
1. Oxidácia amoniaku na oxid dusnatý (II):
4NH3 + 502 -> 4NO + 6 H20
2. Oxidácia oxidu dusnatého (II) na oxid dusnatý (IV):
2NO + O2 → 2NO2
3. Rozpustenie oxidu dusnatého (IV) vo vode s prebytkom kyslíka:
4N02 + 2H20 + 02 -> 4HN03
Chemické vlastnosti . Ukazuje všetky vlastnosti kyselín. Kyselina dusičná je jednou z najsilnejších minerálnych kyselín.
1. Vo vodných roztokoch je úplne disociovaný na ióny:
HN03 → H++ NO-3
2. Reaguje s oxidmi kovov:
MgO + 2HN03 → Mg (N03)2 + H20,
3. Reaguje so zásadami:
Mg (OH)2 + 2HN03 -> Mg (N03)2 + 2H20,
4. Koncentrovaná HNO 3 sa pri interakcii s najaktívnejšími kovmi na Al redukuje na N 2 O. Napríklad:
4Ca + 10HN03 → 4Ca(N03)2 + N20+ 5H20
5. Koncentrovaná HNO 3 sa pri interakcii s menej aktívnymi kovmi (Ni, Cu, Ag, Hg) redukuje na NO 2. Napríklad:
4HN03 + Ni → Ni(N03)2 + 2N02 + 2H20.
6. Podobne koncentrovaná HNO 3 reaguje s nekovmi. Nekov je oxidovaný. Napríklad:
5HN03 + Po → HP + 503 + 5N02 + 2H20.
C kyselina dusičná olis – dusičnany pri zahrievaní sa rozkladajú podľa schémy:
naľavo od Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2
Mg - Cu: MeN03 → MeO + N02 + O2
vpravo Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2
Aplikácia.
Kyselina dusičná sa používa na výrobu dusíkatých hnojív, liečiv a výbušnín.
Vodík. Štruktúra atómu, fyzikálne a chemické vlastnosti, výroba a využitie vodíka.
VODÍK, H, chemický prvok s atómovým číslom 1, atómová hmotnosť 1,00794.
Prírodný vodík pozostáva zo zmesi dvoch stabilných nuklidov s hmotnostnými číslami 1,007825 (99,985 % v zmesi) a 2,0140 (0,015 %). Navyše, v prírodnom vodíku sú vždy zanedbateľné množstvá rádioaktívneho nuklidu - trícia 3H (polčas T1/2 = 12,43 roka). Keďže jadro atómu vodíka obsahuje iba 1 protón (v jadre atómu nemôže byť menej ako protónov), niekedy sa hovorí, že vodík tvorí prirodzenú spodnú hranicu periodickej sústavy prvkov D. I. Mendelejeva (hoci prvok samotný vodík sa nachádza v najvyššej časti tabuliek). Prvok vodík sa nachádza v prvej perióde periodickej tabuľky. Patrí do 1. skupiny (skupina IA alkalických kovov) aj do 7. skupiny (skupina VIIA halogénov).
Hmotnosti atómov v izotopoch vodíka sa značne líšia (niekoľkokrát). To vedie k badateľným rozdielom v ich správaní pri fyzikálnych procesoch (destilácia, elektrolýza a pod.) a k určitým chemickým rozdielom (rozdiely v správaní izotopov jedného prvku sa nazývajú izotopové efekty, u vodíka sú najvýznamnejšie izotopové efekty). Preto na rozdiel od izotopov všetkých ostatných prvkov majú izotopy vodíka špeciálne symboly a názvy. Vodík s hmotnostným číslom 1 sa nazýva ľahký vodík, alebo protium (lat. Protium, z gréckeho protos - prvý), označuje sa symbolom H a jeho jadro sa nazýva protón, symbol p. Vodík s hmotnostným číslom 2 sa nazýva ťažký vodík, deutérium (lat. Deuterium, z gréckeho deuteros - druhé), na označenie sa používajú symboly 2 H alebo D (čítaj "de"), jadro d je deuterón. Rádioaktívny izotop s hmotnostným číslom 3 sa nazýva superťažký vodík alebo trícium (lat. Tritum, z gréckeho tritos - tretí), symbol 3 H alebo T (čítaj "tie"), jadro t je tritón.
Konfigurácia jedinej elektrónovej vrstvy neutrálneho neexcitovaného atómu vodíka je 1s1. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy +1 a menej často -1 (valencia I). Polomer neutrálneho atómu vodíka je 0,0529 nm. Ionizačná energia atómu je 13,595 eV, elektrónová afinita je 0,75 eV. Na Paulingovej stupnici je elektronegativita vodíka 2,20. Vodík patrí medzi nekovy.
Vo voľnej forme je to ľahký, horľavý plyn bez farby, zápachu a chuti.
Fyzické a Chemické vlastnosti: za normálnych podmienok je vodík ľahký (hustota za normálnych podmienok 0,0899 kg/m 3) bezfarebný plyn. Teplota topenia -259,15°C, teplota varu -252,7°C. Kvapalný vodík (v bode varu) má hustotu 70,8 kg/m 3 a je najľahšou kvapalinou. Štandardný elektródový potenciál H 2 / H– vo vodnom roztoku sa rovná 0. Vodík je zle rozpustný vo vode: pri 0 ° C je rozpustnosť menšia ako 0,02 cm 3 / ml, ale je vysoko rozpustný v niektorých kovoch (železná huba a iné), obzvlášť dobré - v kovovom paládiu (asi 850 objemov vodíka v 1 objeme kovu). Spalné teplo vodíka je 143,06 MJ/kg.
Existuje vo forme dvojatómových molekúl H2. Disociačná konštanta H2 na atómy pri 300 K je 2,56 10–34. Disociačná energia molekuly H 2 na atómy je 436 kJ/mol. Medzijadrová vzdialenosť v molekule H2 je 0,07414 nm.
Keďže jadro každého atómu H, ktorý je súčasťou molekuly, má svoj vlastný spin, molekulárny vodík môže byť v dvoch formách: vo forme ortovodíka (o-H 2) (oba spiny majú rovnakú orientáciu) a vo forme paravodíka ( p-H2) (zadné strany majú rôzne orientácie). Za normálnych podmienok je normálny vodík zmesou 75 % o-H2 a 25 % p-H2. Fyzikálne vlastnosti p- a o-H2 sa navzájom mierne líšia. Ak teda bod varu čisté o-n 2 20,45 K, potom čisté p-n 2 – 20,26 K. Zapínanie 2 v p-H 2 je sprevádzané uvoľňovaním 1418 J/mol tepla.
Vysoká pevnosť chemickej väzby medzi atómami v molekule H 2 (ktorú napríklad pri použití molekulárnej orbitálnej metódy možno vysvetliť tým, že v tejto molekule je elektrónový pár vo väzbovom orbitáli a uvoľňovací orbitál nie je osídlený elektrónmi) vedie k tomu, že pri izbovej teplote je plynný vodík chemicky neaktívny. Takže bez zahrievania, s jednoduchým miešaním, vodík reaguje (s výbuchom) iba s plynným fluórom (F):
H2 + F2 \u003d 2HF + Q.
Ak sa zmes vodíka a chlóru (Cl) pri teplote miestnosti ožiari ultrafialovým svetlom, potom sa pozoruje okamžitá tvorba chlorovodíka HCl. Reakcia vodíka s kyslíkom (O) nastáva s výbuchom, ak sa do zmesi týchto plynov zavedie katalyzátor - kovové paládium (Pd) (alebo platina (Pt)). Pri zapálení exploduje zmes vodíka a kyslíka (O) (tzv. výbušný plyn) a výbuch môže nastať v zmesiach, v ktorých je obsah vodíka od 5 do 95 objemových percent. Čistý vodík vo vzduchu alebo v čistom kyslíku (O) ticho horí s uvoľňovaním veľkého množstva tepla:
H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol
Ak vodík interaguje s inými nekovmi a kovmi, tak len za určitých podmienok (zahrievanie, vysoký tlak, prítomnosť katalyzátora). Takže vodík reverzibilne reaguje s dusíkom (N) pri zvýšenom tlaku (20-30 MPa a viac) a pri teplote 300-400 ° C v prítomnosti katalyzátora - železa (Fe):
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
Tiež len pri zahrievaní vodík reaguje so sírou (S) za vzniku sírovodíka H2S, s brómom (Br) - za vzniku bromovodíka HBr, s jódom (I) - za vzniku jodovodíka HI. Vodík reaguje s uhlím (grafitom) za vzniku zmesi uhľovodíkov rôzneho zloženia. Vodík neinteraguje priamo s bórom (B), kremíkom (Si), fosforom (P), zlúčeniny týchto prvkov s vodíkom sa získavajú nepriamo.
Pri zahrievaní je vodík schopný reagovať s alkalickými kovmi, kovmi alkalických zemín a horčíkom (Mg) za vzniku zlúčenín s iónovou väzbou, ktoré obsahujú vodík v oxidačnom stave –1. Takže keď sa vápnik zahrieva vo vodíkovej atmosfére, vytvorí sa hydrid podobný soli so zložením CaH2. Polymérny hydrid hlinitý (AlH 3) x - jedno z najsilnejších redukčných činidiel - sa získava nepriamo (napríklad pomocou organohlinitých zlúčenín). S mnohými prechodnými kovmi (napríklad zirkónium (Zr), hafnium (Hf) atď.) vodík tvorí zlúčeniny rôzneho zloženia (tuhé roztoky).
Vodík je schopný reagovať nielen s mnohými jednoduchými, ale aj zložitými látkami. V prvom rade treba poznamenať schopnosť vodíka redukovať mnohé kovy z ich oxidov (ako je železo (Fe), nikel (Ni), olovo (Pb), volfrám (W), meď (Cu) atď.) . Takže pri zahrievaní na teplotu 400-450 ° C a vyššiu sa železo (Fe) redukuje vodíkom z ktoréhokoľvek z jeho oxidov, napríklad:
Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H20.
Treba poznamenať, že iba kovy nachádzajúce sa v sérii môžu byť redukované vodíkom z oxidov. štandardné potenciály za mangánom (Mn). Aktívnejšie kovy (vrátane mangánu (Mn)) sa neredukujú na kovy z oxidov.
Vodík je schopný adície na dvojitú alebo trojitú väzbu k mnohým organickým zlúčeninám (ide o takzvané hydrogenačné reakcie). Napríklad v prítomnosti niklového katalyzátora sa môže uskutočniť hydrogenácia etylénu C2H4 a vzniká etán C2H6:
C2H4 + H2 \u003d C2H6.
Interakciou oxidu uhoľnatého (II) a vodíka v priemysle vzniká metanol:
2H2 + CO \u003d CH30H.
V zlúčeninách, v ktorých je atóm vodíka spojený s atómom elektronegatívnejšieho prvku E (E \u003d F, Cl, O, N), sa medzi molekulami vytvárajú vodíkové väzby (sú prepojené dva atómy E rovnakých alebo dvoch rôznych prvkov cez atóm H: E "... N ... E"", pričom všetky tri atómy sú umiestnené na rovnakej priamke). Takéto väzby existujú medzi molekulami vody, amoniaku, metanolu atď. a vedú k výraznému zvýšenie teplôt varu týchto látok, zvýšenie výparného tepla atď.
Potvrdenie: Vodík sa dá získať mnohými spôsobmi. V priemysle sa na to využívajú zemné plyny, ale aj plyny získané z rafinácie ropy, koksovania a splyňovania uhlia a iných palív. Pri výrobe vodíka zo zemného plynu (hlavnou zložkou je metán) sa uskutočňuje jeho katalytická interakcia s vodnou parou a neúplná oxidácia kyslíkom (O):
CH4 + H20 \u003d CO + 3H2 a CH4 + 1/2 O2 \u003d CO2 + 2H2
Separácia vodíka z koksárenského plynu a rafinérskych plynov je založená na ich skvapalnení pri hlbokom ochladzovaní a odstránení plynov, ktoré sú ľahšie skvapalnené ako vodík, zo zmesi. V prítomnosti lacnej elektriny sa vodík získava elektrolýzou vody, prechádzajúc prúdom cez alkalické roztoky. V laboratórnych podmienkach sa vodík ľahko získava interakciou kovov s kyselinami, napríklad zinku (Zn) s kyselinou chlorovodíkovou.
Aplikácia: vodík sa používa pri syntéze amoniaku NH3, chlorovodíka HCl, metanolu CH 3 OH, pri hydrokrakovaní (krakovanie vo vodíkovej atmosfére) prírodných uhľovodíkov, ako redukčné činidlo pri výrobe niektorých kovov. Hydrogenáciou prírodných rastlinných olejov sa získava tuhý tuk – margarín. Kvapalný vodík nachádza využitie ako raketové palivo a tiež ako chladivo. Pri zváraní sa používa zmes kyslíka (O) a vodíka.
Kedysi sa predpokladalo, že v blízkej budúcnosti sa hlavným zdrojom výroby energie stane reakcia spaľovania vodíka a vodíková energia nahradí tradičné zdroje výroby energie (uhlie, ropa atď.). Zároveň sa predpokladalo, že na výrobu vodíka vo veľkom bude možné využiť elektrolýzu vody. Elektrolýza vody je dosť energeticky náročný proces a v súčasnosti je nerentabilné získavať vodík elektrolýzou v priemyselnom meradle. Ale očakávalo sa, že elektrolýza bude založená na využití stredne teplotného (500-600°C) tepla, ktoré sa vo veľkom množstve vyskytuje pri prevádzke jadrových elektrární. Toto teplo má obmedzené využitie a možnosť získavania vodíka s jeho pomocou by vyriešila ako problém ekológie (pri spaľovaní vodíka na vzduchu vzniká minimálne množstvo látok škodlivých pre životné prostredie), tak aj problém využitia strednoteplotných teplo. Po černobyľskej katastrofe je však rozvoj jadrovej energie všade obmedzený, takže uvedený zdroj energie sa stáva nedostupným. Preto sa vyhliadky na široké využitie vodíka ako zdroja energie stále posúvajú, minimálne do polovice 21. storočia.
Vlastnosti obehu : vodík nie je jedovatý, ale pri manipulácii s ním treba neustále počítať s jeho vysokým nebezpečenstvom požiaru a výbuchu a nebezpečenstvo výbuchu vodíka sa zvyšuje vďaka vysokej schopnosti plynu difundovať aj cez niektoré pevné materiály. Pred začatím akýchkoľvek vykurovacích operácií vo vodíkovej atmosfére by ste sa mali uistiť, že je čistá (pri zapálení vodíka v skúmavke otočenej hore dnom by zvuk mal byť tlmený, nie štekať).
27 Postavenie mikroorganizmov v systéme živého sveta. Rozmanitosť mikroorganizmov a ich zhoda s inými organizmami. Podstatnými znakmi mikroorganizmov sú: malá veľkosť buniek, vysoká metabolická aktivita, vysoká plasticita ich metabolizmu (rýchle prispôsobenie sa meniacim sa podmienkam prostredia, „všadeprítomnosť“), schopnosť rýchlej reprodukcie, zlá morfologická diferenciácia a rôznorodosť metabolických procesov.
Mikroorganizmy, (mikróby) - súhrnný názov pre skupinu živých organizmov, ktoré sú príliš malé na to, aby boli viditeľné voľným okom (ich charakteristická veľkosť je menšia ako 0,1 mm). Mikroorganizmy zahŕňajú nejadrové (prokaryoty: baktérie, archaea) aj eukaryoty: niektoré huby, protisty, ale nie vírusy, ktoré sa zvyčajne izolujú do samostatnej skupiny. Väčšina mikroorganizmov pozostáva z jednej bunky, existujú však aj mnohobunkové mikroorganizmy, rovnako ako niektoré jednobunkové makroorganizmy viditeľné voľným okom, ako napríklad Thiomargarita namibiensis, zástupcovia rodu Caulerpa (sú to obrovské polykaryóny). Mikrobiológia je štúdium týchto organizmov.
Všadeprítomnosť a celková sila metabolického potenciálu mikroorganizmov určuje ich najdôležitejšiu úlohu v obehu látok a udržiavaní dynamickej rovnováhy v biosfére Zeme.
Stručný prehľad rôznych predstaviteľov mikrokozmu, zaberajúcich určité „poschodia“ veľkosti, ukazuje, že veľkosť objektov spravidla určite súvisí s ich štrukturálnou zložitosťou. Spodná hranica veľkosti pre voľne žijúci jednobunkový organizmus je určená priestorom potrebným na uloženie aparátu potrebného na nezávislú existenciu vo vnútri bunky. Obmedzenie hornej hranice veľkosti mikroorganizmov je podľa moderných koncepcií určené vzťahom medzi povrchom bunky a objemom. S nárastom bunkových rozmerov sa povrch zväčšuje v štvorci a objem v kocke, takže pomer medzi týmito hodnotami sa posúva smerom k druhému.
Mikroorganizmy žijú takmer všade tam, kde je voda, vrátane horúcich prameňov, na dne svetových oceánov a tiež hlboko vo vnútri zemskej kôry. Sú dôležitým článkom v metabolizme v ekosystémoch, pôsobia najmä ako rozkladače, no v niektorých ekosystémoch sú jedinými producentmi biomasy.
Mikroorganizmy, ktoré žijú v rôzne prostredia, podieľajú sa na kolobehu síry, železa, fosforu a ďalších prvkov, rozkladajú organické látky živočíšneho, rastlinného pôvodu, ako aj abiogénneho pôvodu (metán, parafíny), zabezpečujú samočistenie vody v nádržiach.
Nie všetky druhy mikroorganizmov sú však pre človeka prospešné. Veľmi veľký počet druhov mikroorganizmov je oportúnnych alebo patogénnych pre ľudí a zvieratá. Niektoré mikroorganizmy poškodzujú poľnohospodárske produkty, vyčerpávajú pôdu dusíkom, spôsobujú znečistenie vodných plôch a hromadenie toxických látok (napríklad mikrobiálnych toxínov) v potravinách.
Mikroorganizmy sa vyznačujú dobrou adaptabilitou na pôsobenie faktorov prostredia. Rôzne mikroorganizmy môžu rásť pri teplotách od -6° do +50-75°. Rekord v prežití pri zvýšenej teplote zaznamenali archaea, ktorých niektoré zo študovaných kultúr rastú na živných médiách nad 110 °C, napríklad Methanopyrus kandleri (kmeň 116) rastie pri 122 °C, čo je rekordne vysoká teplota pre všetky známe organizmov.
V prírode biotopy s touto teplotou existujú pod tlakom v horúcich sopečných prameňoch na dne oceánov (čierni fajčiari).
Sú známe mikroorganizmy, ktorým sa darí na úrovniach ionizujúceho žiarenia, ktoré sú pre mnohobunkové živočíchy smrteľné, v širokom rozmedzí hodnôt pH, pri 25 % koncentrácii chloridu sodného, v podmienkach rôzneho obsahu kyslíka až po jeho úplnú absenciu (anaeróbne mikroorganizmy).
Patogénne mikroorganizmy zároveň spôsobujú choroby ľudí, zvierat a rastlín.
Najrozšírenejšie teórie o pôvode života na Zemi naznačujú, že protomikroorganizmy boli prvé živé organizmy, ktoré vznikli evolúciou.
V súčasnosti sú všetky mikroorganizmy rozdelené do 3 kráľovstiev:
1. Procariota. Do tohto kráľovstva možno pripísať všetky druhy baktérií, rickettsie, chlamýdie, mykoplazmy atď. Bunky majú jadro s jedným chromozómom. Jadro nie je oddelené od cytoplazmy bunky. Jednoduchý cyklus delenia zúžením. Existuje množstvo jedinečných organel, ako sú plazmidy, mezozómy. Neexistuje žiadna schopnosť fotosyntézy.
2. Eucariotae. Zástupcami tejto ríše sú huby a prvoky. Bunka obsahuje jadro, oddelené od cytoplazmy membránou, s niekoľkými chromozómami. Existuje množstvo organel charakteristických pre vyššie živočíchy: mitochondrie, endoplazmatické retikulum, Golgiho aparát. Niektorí predstavitelia tohto kráľovstva majú chloroplasty a sú schopní fotosyntézy. Majú zložitý životný cyklus.
3. Vira. Vírusy patria do tohto kráľovstva. Charakteristickým znakom viriónu je prítomnosť iba jedného typu nukleovej kyseliny: RNA alebo DNA uzavretej v kapside. Vírus nemusí mať spoločný vonkajší obal. Reprodukcia vírusu môže nastať až po vložení do inej bunky, kde prebieha replikácia.
Tri z piatich oxidov dusíka reagujú s vodou za vzniku kyseliny dusnej H1M0 2 a dusičnej HN0 3 .
Kyselina dusitá je slabá a nestabilná. V chladenom vodnom roztoku môže byť prítomný len v malej koncentrácii. V praxi sa získava pôsobením kyseliny sírovej na roztok soli (najčastejšie NaN0 2) pri ochladení na takmer 0°C. Pri pokuse o zvýšenie koncentrácie kyselina dusitá z roztoku sa na dno nádoby uvoľňuje modrá kvapalina – oxid dusnatý (III). Ako teplota stúpa, kyselina dusitá sa rozkladá, ale reakcia
Oxid dusnatý (IV) reaguje s vodou za vzniku dvoch kyselín (pozri vyššie). Ale berúc do úvahy rozklad kyseliny dusnej, celková reakcia N 2 0 4 s vodou pri zahrievaní je napísaná takto:
Soli kyseliny dusitej (dusitany) sú pomerne stabilné. Dusitany draselné alebo sodné možno získať rozpustením oxidu dusnatého (IV) v zásadách:
Vznik zmesi solí je celkom pochopiteľný, pretože pri reakcii s vodou N 2 0 4 tvoria dve kyseliny. Neutralizácia alkáliou zabraňuje rozkladu nestabilnej kyseliny dusnej a vedie k posunu rovnováhy reakcie N 2 0 4 s vodou úplne doprava.
Dusitany alkalických kovov sa získavajú aj pomocou tepelný rozklad ich dusičnany: 
Soli kyseliny dusnej sú vysoko rozpustné vo vode. Rozpustnosť niektorých dusitanov je mimoriadne vysoká. Napríklad pri 25 °C je koeficient rozpustnosti dusitanu draselného 314, t.j. 314 g soli sa rozpustí v 100 g vody. Dusitany alkalických kovov sú tepelne stabilné a topia sa bez rozkladu.
V kyslom prostredí pôsobia dusitany ako dosť silné oxidačné činidlá. V skutočnosti výsledná slabá kyselina dusitá vykazuje oxidačné vlastnosti. Jód sa uvoľňuje z roztokov jodidu:
Jód je detekovaný farbou a oxid dusnatý - charakteristickým zápachom. Dusík pochádza z SO+3 palce SO +2.
Oxidačné činidlá silnejšie ako kyselina dusná oxidujú dusitany na dusičnany. V kyslom prostredí sa roztok manganistanu draselného stáva bezfarebným, keď sa pridá dusitan sodný:
Dusík pochádza z SO+3 palce SO+5. Kyselina dusitá a dusitany teda vykazujú redoxnú dualitu.
Dusitany sú jedovaté, pretože oxidujú železo (II) v hemoglobíne na železo (H1) a hemoglobín stráca schopnosť viazať a prenášať kyslík v krvi. Použitie veľkého množstva dusíkatých hnojív výrazne urýchľuje rast rastlín, no zároveň obsahujú vysoké koncentrácie dusičnanov a dusitanov. Použitie zeleniny a bobúľ pestovaných týmto spôsobom (vodové melóny, melóny) vedie k otravám.
Kyselina dusičná má veľký praktický význam. Jeho vlastnosti spájajú silu kyseliny (takmer úplná ionizácia vo vodnom roztoku), silné oxidačné vlastnosti a schopnosť prenášať nitroskupinu NO 2 + na iné molekuly. Kyselina dusičná sa používa vo veľkých množstvách na výrobu hnojív. V tomto prípade slúži ako zdroj dusíka potrebného pre rastliny. Používa sa na rozpúšťanie kovov a získavanie vysoko rozpustných solí – dusičnanov.
Mimoriadne dôležitý smer Použitie kyseliny dusičnej je nitrácia organických látok na získanie rôznych organických produktov obsahujúcich nitroskupiny. Medzi organické nitrozlúčeniny patria liečivé látky, farbivá, rozpúšťadlá, výbušniny. Ročne svetová produkcia kyseliny dusičnej presahuje 30 miliónov ton.
V období pred priemyselným rozvojom syntézy amoniaku a jeho oxidácie sa kyselina dusičná získavala z dusičnanov, napríklad z čílskeho dusičnanu NaN0 3 . Saltpeter sa zahrieval s koncentrovanou kyselinou sírovou:
Uvoľnené pary kyseliny dusičnej v ochladenej nádobe kondenzujú na kvapalinu s vysoký obsah HN03.
V súčasnosti sa kyselina dusičná získava rôznymi variantmi spôsobu, pri ktorých je východiskovým materiálom oxid dusnatý (II). Ako vyplýva z úvahy o vlastnostiach dusíka, jeho oxid NO možno získať z dusíka a kyslíka pri teplotách nad 2000°C. Udržiavanie takejto vysokej teploty vyžaduje veľa energie. Metóda bola technicky implementovaná v roku 1905 v Nórsku. Ohriaty vzduch prechádzal cez spaľovaciu zónu elektrického oblúka s teplotou 3000-3500°C. Plyny vychádzajúce zo zariadenia obsahovali len 2-3 % oxidu dusíka (N). Do roku 1925 dosiahla svetová produkcia dusíkatých hnojív touto metódou 42 000 ton, čo je podľa moderného rozsahu výroby hnojív veľmi málo. Následne expanzia výroby kyseliny dusičnej sledovala cestu oxidácie amoniaku na oxid dusnatý (I).
Normálnym spaľovaním amoniaku vzniká dusík a voda. Ale keď sa reakcia uskutočňuje pri nižšej teplote s použitím katalyzátora, oxidácia amoniaku končí tvorbou NO. Výskyt NO pri prechode zmesi amoniaku a kyslíka cez platinovú sieťku je známy už dlho, ale tento katalyzátor neposkytuje dostatočne vysoký výťažok oxidu. Tento proces bolo možné použiť na továrenskú výrobu až v 20. storočí, kedy sa našiel účinnejší katalyzátor – zliatina platiny a ródia. Kov ródium, ktorý sa ukázal ako mimoriadne potrebný pri výrobe kyseliny dusičnej, je asi 10-krát vzácnejší ako platina. S katalyzátorom Pt / Rh v zmesi amoniaku a kyslíka určitého zloženia pri 750 ° C prebieha reakcia
poskytuje až 98 % NO. Tento proces je termodynamicky menej výhodný ako spaľovanie amoniaku na dusík a vodu (pozri vyššie), ale katalyzátor poskytuje rýchle spojenie atómov dusíka zostávajúcich po strate vodíka molekulou amoniaku s kyslíkom, čím zabraňuje tvorbe molekúl N2 .
Keď sa zmes obsahujúca oxid dusnatý (II) a kyslík ochladí, vytvorí sa oxid dusnatý (IV) N02. Ďalej aplikujte rôzne varianty transformácie N0 2 do kyseliny dusičnej. Zriedená kyselina dusičná sa získa rozpustením NQ2 vo vode pri zvýšenej teplote. Reakcia je uvedená vyššie (str. 75). Kyselina dusičná s hmotnostným zlomkom do 98 % sa získava reakciou v zmesi kvapalného N 2 0 4 s vodou v prítomnosti plynného kyslíka za vysokého tlaku. Za týchto podmienok má oxid dusnatý (II) vytvorený súčasne s kyselinou dusičnou čas na oxidáciu kyslíkom na NO 2, ktorý okamžite reaguje s vodou. Výsledkom je nasledujúca celková reakcia:
Celý reťazec po sebe nasledujúcich reakcií premeny atmosférického dusíka na kyselinu dusičnú možno znázorniť takto:
Reakcie oxidu dusnatého (IV) s vodou a kyslíkom sú pomerne pomalé a je takmer nemožné dosiahnuť jeho úplnú premenu na kyselinu dusičnú. Preto rastliny vyrábajúce kyselinu dusičnú vždy uvoľňujú oxidy dusíka do atmosféry. Z výrobného komína vychádza červenkastý dym – „líščí chvost“. Farba dymu je spôsobená prítomnosťou NO 2 . Na veľkom území okolo veľkého závodu odumierajú lesy od oxidov dusíka. Ihličnaté stromy sú obzvlášť citlivé na expozíciu N0 2 .
Bezvodá kyselina dusičná je bezfarebná kvapalina s hustotou 1,5 g / cm 3, vriaca pri 83 ° C a zmrazujúca pri -41,6 ° C do priehľadnej kryštalickej látky. Vo vzduchu kyselina dusičná dymí ako koncentrovaná kyselina chlorovodíková, pretože kyslá para vytvára kvapôčky hmly s vodnou parou vo vzduchu. Preto sa nazýva kyselina dusičná s nízkym obsahom vody dymenie. Spravidla má žltú farbu, pretože sa pôsobením svetla rozkladá na N02. Dymová kyselina sa používa pomerne zriedkavo.
Kyselina dusičná sa zvyčajne vyrába v priemysle vo forme vodného roztoku s hmotnostným podielom 65-68%. Takýto roztok sa nazýva koncentrovaná kyselina dusičná. Roztoky s hmotnostným zlomkom HN0 3 menším ako 10 % - zriedená kyselina dusičná. Roztok s hmotnostným zlomkom 68,4 % (hustota 1,41 g / cm3) je azeotropická zmes s teplotou varu 122°C. Azeotropická zmes sa vyznačuje rovnakým zložením kvapaliny aj pary nad ňou. Preto destilácia azeotropnej zmesi nevedie k zmene jej zloženia. V koncentrovanej kyseline sú spolu s obyčajnými molekulami HN03 mierne disociované molekuly kyseliny ortonitrovej H3N04.
Koncentrovaná kyselina dusičná pasivuje povrch niektorých kovov, ako je železo, hliník, chróm. Pri kontakte týchto kovov s koncentrovaným HN () 3 chemická reakcia nejde. To znamená, že prestanú reagovať s kyselinou. Kyselina dusičná sa môže prepravovať v oceľových nádržiach.
Dym aj koncentrovaná kyselina dusičná sú silné oxidačné činidlá. Tlejúce drevené uhlie sa pri kontakte s kyselinou dusičnou rozhorí. Kvapky terpentínu padajúce do kyseliny dusičnej sa vznietia a vytvoria veľký plameň (obr. 20.3). Koncentrovaná kyselina pri zahrievaní oxiduje síru a fosfor.
Ryža. 20.3.
Kyselina dusičná zmiešaná s koncentrovanou kyselinou sírovou vykazuje zásadité vlastnosti. Z molekuly HN0 3hydroxidový ión sa odštiepi a vytvorí sa nitroyl (nitróniový) NOJ ión:
Rovnovážna koncentrácia nitrónia je malá, ale takáto zmes dusičňuje organické látky za účasti tohto iónu. Z tohto príkladu vyplýva, že v závislosti od povahy rozpúšťadla sa správanie látky môže radikálne zmeniť. Vo vode HN0 3 vykazuje vlastnosti silnej kyseliny a v kyseline sírovej sa ukazuje ako zásada.
V zriedených vodných roztokoch je kyselina dusičná takmer úplne ionizovaná.
V koncentrovaných roztokoch kyseliny dusičnej pôsobia molekuly HN0 3 ako oxidačné činidlo a v zriedených roztokoch sú ióny NO 3 podporované kyslým prostredím. Preto sa dusík v závislosti od koncentrácie kyseliny a povahy kovu redukuje na rôzne produkty. V neutrálnom prostredí, t.j. v soliach kyseliny dusičnej, sa ión NO3 stáva slabým oxidačným činidlom, ale keď sa pridá silná kyselina neutrálne riešenia dusičnany, ktoré pôsobia ako kyselina dusičná. Podľa sily oxidačných vlastností v kyslom prostredí je ión N0 3 silnejší ako H+. To vedie k nasledujúcemu dôležitému záveru.
Pri pôsobení kyseliny dusičnej na kovy sa namiesto vodíka uvoľňujú rôzne oxidy dusíka a pri reakciách s aktívne kovy dusík sa redukuje na NH* ión.
Uvažujme o najdôležitejších príkladoch reakcií kovov s kyselinou dusičnou. Meď pri reakcii so zriedenou kyselinou redukuje dusík na NO (pozri vyššie) a pri reakcii s koncentrovanou kyselinou na NO 2:
Železo sa pasivuje koncentrovanou kyselinou dusičnou a kyselina strednej koncentrácie sa oxiduje na oxidačný stav +3:
Hliník reaguje s vysoko zriedenou kyselinou dusičnou bez toho, aby sa uvoľnil plyn, keď sa dusík redukuje SO-3, tvoriaci amónnu soľ:
Soli kyseliny dusičnej alebo dusičnany sú známe pre všetky kovy. Často sa používa starý názov niektorých dusičnanov - ľadok(dusičnan sodný, dusičnan draselný). Toto je jediná skupina solí, v ktorej sú všetky soli rozpustné vo vode. Ión N03 nie je zafarbený. Preto sa dusičnany ukážu buď ako bezfarebné soli, alebo majú farbu katiónu zahrnutú v ich zložení. Väčšina dusičnanov sa izoluje z vodných roztokov vo forme kryštalických hydrátov. Bezvodé dusičnany sú NH4 N0 3a dusičnany alkalických kovov okrem LiN0 3*3H 2 0.
Dusičnany sa často používajú na uskutočnenie výmenných reakcií v roztokoch. Dusičnany alkalických kovov, vápenaté a amónne sa používajú vo veľkých množstvách ako hnojivá. Počas niekoľkých storočí mal dusičnan draselný veľký význam vo vojenských záležitostiach, keďže bol zložkou jedinej výbušnej kompozície – pušného prachu. Získaval sa najmä z moču koní. Dusík obsiahnutý v moči sa za účasti baktérií v špeciálnych dusičnanových haldách premenil na dusičnany. Keď sa výsledná kvapalina odparila, najskôr vykryštalizoval dusičnan draselný. Toto
príklad ukazuje, aké obmedzené boli zdroje získavania zlúčenín dusíka pred rozvojom priemyslu syntézy amoniaku.
K tepelnému rozkladu dusičnanov dochádza pri teplotách pod 500°C. Keď sa dusičnany aktívnych kovov zahrievajú, menia sa na dusitany s uvoľňovaním kyslíka (pozri vyššie). Dusičnany menej aktívnych kovov pri tepelnom rozklade poskytujú oxid kovu, oxid dusnatý (1 U) a kyslík:
Pri zahrievaní dusičnanu draselného alebo sodného strácajú časť kyslíka a menia sa na soli kyseliny dusitej HNO 2. Rozklad je ľahší v prítomnosti olova, ktoré viaže uvoľnené:
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO
Soli kyseliny dusnej - dusitany - kryštalické, dobre rozpustné vo vode (s výnimkou striebornej soli). NaNO 2 je široko používaný pri výrobe rôznych farbív.
Keď sa roztok určitého množstva dusitanov vystaví pôsobeniu zriedenej kyseliny sírovej, získa sa voľná kyselina dusitá:
2NaN02 + H2S04 = Na2S04 + 2HN02
Ona patrí k slabé kyseliny (TO= 5 10 -4) a je známy len vo veľmi zriedených vodných roztokoch. Keď sa roztok skoncentruje alebo sa zahrieva, kyselina dusitá sa rozkladá za uvoľňovania oxidu dusíka a oxidu:
2HN02 \u003d NO + N02 + H20
Kyselina dusitá je silná, ale zároveň sa môže pôsobením iných, energičtějších oxidačných činidiel sama oxidovať na kyselinu dusičnú.
Čítate článok o kyseline dusičnej HNO2
Amónne soli sú veľmi zvláštne. Všetky sa ľahko rozkladajú, niektoré spontánne, ako napríklad uhličitan amónny:
(NH4) 2CO3 \u003d 2NH3 + H2O + CO2 (reakcia sa pri zahrievaní zrýchľuje).
Iné soli, ako chlorid amónny (amoniak), pri zahriatí sublimujú, t. j. vplyvom zahrievania sa najskôr rozložia na amoniak a chlorid a pri poklese teploty sa na studených častiach nádoby opäť vytvorí chlorid amónny:
kúrenie
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
chladenie
Dusičnan amónny sa pri zahrievaní rozkladá na oxid dusný a vodu. Táto reakcia môže prebehnúť s výbuchom:
NH4NO3 = N2O + H2O
Dusitan amónny NH4NO2 sa zahrievaním rozkladá na dusík a vodu, preto sa v laboratóriu používa na výrobu dusíka.
Pôsobením alkálií na amónne soli sa uvoľňuje amoniak:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Uvoľňovanie amoniaku - vlastnosť na rozpoznávanie amónnych solí. Všetky amónne soli sú komplexné zlúčeniny.
Amoniak a amónne soli sú široko používané. Amoniak sa používa ako surovina na výrobu kyseliny dusičnej a jej solí, ako aj amónnych solí, ktoré slúžia ako dobré dusíkaté hnojivá. Takýmto hnojivom je síran amónny (NH4) 2SO4 a najmä dusičnan amónny NH4NO3 alebo dusičnan amónny, ktorého molekula obsahuje dva atómy dusíka: jeden amoniak, druhý dusičnan. Rastliny najskôr absorbujú amoniak a potom dusičnany. Tento záver patrí zakladateľovi ruskej agrochémie akad. D. N. Pryanishnikov, ktorý svoje práce venoval fyziológii rastlín a zdôvodnil význam minerálnych hnojív v r. poľnohospodárstvo.
Amoniak vo forme amoniaku sa používa v medicíne. Kvapalný amoniak sa používa v chladiacich aplikáciách. Chlorid amónny sa používa na výrobu Leclanchetovho suchého článku. Zmes dusičnanu amónneho s hliníkom a uhlím, nazývaná amonal, je silná výbušnina.
Uhličitan amónny sa používa v cukrárskom priemysle ako prášok do pečiva.
■ 25. Na akej vlastnosti uhličitanu amónneho je založené jeho použitie na kysnutie cesta?
26. Ako zistiť amónny ión v soli?
27. Ako vykonať sériu transformácií:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03
Kyslíkové zlúčeniny dusíka
S kyslíkom tvorí niekoľko zlúčenín, v ktorých vykazuje rôzne stupne oxidácie.
Existuje oxid dusný N2O, alebo „plyn na smiech“, ako sa tomu hovorí. Vykazuje oxidačný stav + 1. V oxide dusnatém NO má dusík oxidačný stav + 2, v anhydride dusnom N2O3 - + 3, v oxide dusičitom NO2 - +4, v oxide dusíku alebo dusičnanom
anhydrid, N205 - +5.
Oxid dusný N2O je oxid netvoriaci soľ. Je to plyn, ktorý je celkom rozpustný vo vode, ale s vodou nereaguje. Oxid dusný zmiešaný s kyslíkom (80% N2O a 20% O2) vyvoláva anestetický účinok a používa sa na takzvanú plynovú anestéziu, ktorej výhodou je, že nemá dlhý dozvuk.
Zvyšok dusíka je prudko jedovatý. Ich toxický účinok zvyčajne trvá niekoľko hodín po vdýchnutí. Prvá pomoc spočíva v požití veľkého množstva mlieka, vdýchnutí čistého kyslíka, postihnutému treba poskytnúť pokoj.
■ 28. Uveďte možné oxidačné stavy dusíka a zodpovedajúce oxidačným stavom.
29. Aké opatrenia prvej pomoci treba urobiť v prípade otravy oxidom dusíka?
Najzaujímavejšie a najdôležitejšie oxidy dusíka sú oxid dusnatý a oxid dusičitý, ktoré budeme študovať.
Oxid dusnatý NO vzniká z dusíka a kyslíka pri silných elektrických výbojoch. Vo vzduchu počas búrky sa niekedy pozoruje tvorba oxidu dusnatého, ale vo veľmi malých množstvách. Oxid dusnatý je bezfarebný plyn bez zápachu. Oxid dusnatý je vo vode nerozpustný, takže sa môže zbierať nad vodou v prípadoch, keď sa príprava vykonáva v laboratóriu. V laboratóriu sa oxid dusnatý získava zo stredne koncentrovanej kyseliny dusičnej pôsobením na:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
V tejto rovnici usporiadajte koeficienty sami.
Oxid dusnatý možno získať aj inými spôsobmi, napríklad plameňom elektrického oblúka:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
Pri výrobe kyseliny dusičnej sa oxid dusnatý získava katalytickou oxidáciou amoniaku, o ktorej sa hovorilo v § 68, str.235.
Oxid dusnatý je oxid netvoriaci soľ. Ľahko sa oxiduje vzdušným kyslíkom a mení sa na oxid dusičitý NO2. Ak sa oxidácia vykonáva v sklenenej nádobe, bezfarebný oxid dusnatý sa mení na hnedý plyn - oxid dusičitý.
■ 30. Pri interakcii medi s kyselinou dusičnou sa uvoľnilo 5,6 litra oxidu dusnatého. Vypočítajte, koľko medi zreagovalo a koľko soli vzniklo.
Oxid dusičitý NO2 je hnedý plyn s charakteristickým zápachom. Dobre sa rozpúšťa vo vode, pretože s vodou reaguje podľa rovnice:
3N02 + H2O = 2HN03 + NO
V prítomnosti kyslíka je možné získať iba kyselinu dusičnú:
4N02 + 2H20 + 02 = 4HN03
Molekuly oxidu dusičitého NO2 sa pomerne ľahko spájajú do párov a vytvárajú oxid dusnatý N2O4 - bezfarebnú kvapalinu, štruktúrny vzorec ktoré
Tento proces prebieha v chlade. Pri zahrievaní sa oxid dusnatý opäť mení na oxid.
Oxid dusičitý je kyslý oxid, pretože môže reagovať s alkáliami za vzniku soli a vody. Avšak vzhľadom na skutočnosť, že atómy dusíka v modifikácii N2O4 majú iný počet valenčných väzieb, interakciou oxidu dusičitého s alkáliou vznikajú dve soli - dusičnany a dusitany:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Oxid dusičitý sa získava, ako je uvedené vyššie, oxidáciou oxidu:
2NO + O2 = 2N02
Okrem toho sa oxid dusičitý získava pôsobením koncentrovanej kyseliny dusičnej na:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(konc.)
alebo lepšie kalcináciou dusičnanu olovnatého:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4N02 + O2
■ 31. Uveďte metódy na získanie oxidu dusičitého a uveďte rovnice príslušných reakcií.
32. Nakreslite schému štruktúry atómu dusíka v oxidačnom stave +4 a vysvetlite, aké by malo byť jeho správanie pri redoxných reakciách.
33. 32 g zmesi medi a oxidu medi sa umiestnilo do koncentrovanej kyseliny dusičnej. Obsah medi v zmesi je 20 %. Aký objem akého plynu sa uvoľní. Koľko gramov molekúl soli získate?
Kyselina dusitá a dusitany
Kyselina dusitá HNO2 je veľmi slabá nestabilná kyselina. Existuje len v zriedených roztokoch (a = 6,3 % v 0,1 N roztoku). Kyselina dusitá sa ľahko rozkladá za vzniku oxidu dusíka a oxidu dusičitého
2HN02 = NO + N02 + H2O.
Oxidačný stav dusíka v kyseline dusitej je +3. S týmto stupňom oxidácie možno podmienečne uvažovať, že 3 elektróny boli darované z vonkajšej vrstvy atómu dusíka a zostali 2 valenčné elektróny. V tomto ohľade existujú dve možnosti pre N + 3 v redoxných reakciách: môže vykazovať oxidačné aj obnovovacie vlastnosti podľa toho, do akého média - oxidačného alebo redukčného - sa dostane.
Soli kyseliny dusitej sa nazývajú dusitany. Pôsobením na dusitany kyselinou sírovou možno získať kyselinu dusičnú:
2NaN02 + H2SO4 = Na2S04 + 2HN02.
Dusitany sú soli, ktoré sú dobre rozpustné vo vode. Rovnako ako samotná kyselina dusitá, dusitany môžu vykazovať oxidačné vlastnosti, keď reagujú s redukčnými činidlami, napríklad:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…
Nájsť konečné produkty a koeficienty umiestnite na základe elektronickej bilancie, vyskúšajte sami.
Keďže uvoľnené látky sa dajú ľahko zistiť pomocou škrobu, táto reakcia môže slúžiť ako spôsob na detekciu aj malých množstiev dusitanov v pitná voda, ktorých prítomnosť je nežiaduca z dôvodu toxicity. Na druhej strane dusitanový dusík môže byť oxidovaný na N +5 pôsobením silného oxidačného činidla.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …
Nájdite zvyšok reakčných produktov sami, zostavte elektronické váhy a usporiadajte koeficienty.
■ 34. Doplňte rovnicu.
HN02 + KMn04 + H2SO4 -> ... (N +5, Mn +2).
35. Uveďte vlastnosti kyseliny dusnej a dusitanov.
Kyselina dusičná
HNO3 je silný elektrolyt. Je to prchavá kvapalina. Čistý vrie pri teplote 86 °, nemá farbu; jeho hustota je 1,53. Laboratórium zvyčajne dostáva 65% HNO3 s hustotou 1,40.
dymí vo vzduchu, pretože jeho výpary stúpajúce do vzduchu a spájajúce sa s vodnou parou tvoria kvapôčky hmly. Kyselina dusičná je miešateľná s vodou v akomkoľvek pomere. Má štipľavý zápach a ľahko sa odparuje, preto by sa koncentrovaná kyselina dusičná mala nalievať iba pod prievanom. Ak sa kyselina dusičná dostane do kontaktu s pokožkou, môže spôsobiť vážne popáleniny. Malá popálenina sa prejavuje charakteristickou žltou škvrnou na koži. Ťažké popáleniny môžu spôsobiť tvorbu vredov. Ak sa kyselina dusičná dostane do kontaktu s pokožkou, treba ju rýchlo zmyť veľkým množstvom vody a potom neutralizovať slabým roztokom sódy.
Koncentrovaná 96-98% kyselina dusičná sa do laboratória dostáva zriedkavo a pri skladovaní je celkom jednoduché, najmä na svetle sa rozkladá podľa rovnice:
4HN03 = 2H20 + 4N02 + O2
Je trvalo zafarbený oxidom dusičitým v žltá. Prebytočný oxid dusičitý a postupne prchavý z roztoku sa hromadí v roztoku a kyselina sa ďalej rozkladá. V tomto ohľade sa koncentrácia kyseliny dusičnej postupne znižuje. Pri koncentrácii 65% je možné kyselinu dusičnú skladovať dlhú dobu.
Kyselina dusičná je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel. Reaguje takmer so všetkými kovmi, ale bez vývoja vodíka. Výrazné oxidačné vlastnosti kyseliny dusičnej majú na niektoré ( , ) takzvaný pasivačný účinok. To platí najmä pre koncentrovanú kyselinu. Pri jeho vystavení sa na povrchu kovu vytvorí veľmi hustý oxidový film nerozpustný v kyseline, ktorý chráni kov pred ďalším vystavením kyseline. Kov sa stáva "pasívnym". .
Kyselina dusičná však reaguje s väčšinou kovov. Pri všetkých reakciách s kovmi v kyseline dusičnej sa dusík redukuje a čím úplnejšie, tým je kyselina zriedenejšia a kov aktívnejší.
Koncentrovaná kyselina sa redukuje na oxid dusičitý. Príkladom toho je vyššie uvedená reakcia s meďou (pozri § 70). Zriedená kyselina dusičná s meďou sa redukuje na oxid dusnatý (pozri § 70). Aktívnejšie napríklad redukujú zriedenú kyselinu dusičnú na oxid dusný.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Pri veľmi silnom zriedení s aktívnym kovom, ako je zinok, reakcia vedie k tvorbe amónnej soli:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
Vo všetkých vyššie uvedených reakčných schémach usporiadajte koeficienty zostavením elektronickej váhy sami.
■ 36. Prečo počas skladovania v laboratóriu klesá koncentrácia kyseliny dusičnej aj v dobre uzavretých nádobách?
37. Prečo má koncentrovaná kyselina dusičná žltohnedú farbu?
38. Napíšte rovnicu pre reakciu zriedenej kyseliny dusičnej so železom. Reakčnými produktmi sú dusičnan železitý a uvoľňuje sa hnedý plyn.
39. Napíšte do zošita všetky reakčné rovnice, ktoré charakterizujú interakciu kyseliny dusičnej s kovmi. Uveďte, ktoré okrem dusičnanov kovov vznikajú pri týchto reakciách.
Mnohé môžu horieť v kyseline dusičnej, ako je uhlie a:
C + HNO3 → NO + CO2
Р + HNO3 → NO + H3PO4
Voľný sa zároveň oxiduje na kyselinu fosforečnú. pri varení v kyseline dusičnej sa mení na S + 6 a tvorí sa z voľnej síry:
HNO3 + S → NO + H2SO4
Doplňte reakčné rovnice sami.
Zložité sa môžu spáliť aj v kyseline dusičnej. Napríklad terpentín a zohriate piliny horia v kyseline dusičnej.
Kyselina dusičná môže oxidovať aj kyselinu chlorovodíkovú. Zmes troch dielov kyseliny chlorovodíkovej a jedného dielu kyseliny dusičnej sa nazýva aqua regia. Tento názov je daný preto, lebo táto zmes oxiduje aj platinu, na ktorú nepôsobia žiadne kyseliny. Reakcia prebieha v nasledujúcich fázach: v samotnej zmesi sa ión chlóru oxiduje na voľný a dusík sa redukuje za vzniku nitrozylchloridu:
HNO3 + 3 НCl ⇄ Сl2 + 2 Н2O + NOCl
nitrozylchlorid aqua regia
Ten sa ľahko rozkladá na oxid dusnatý a je voľný podľa rovnice:
2NOCI = 2NO + Cl2
Kov umiestnený v „kráľovskej vodke“ sa ľahko oxiduje nitrozylchloridom:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Kyselina dusičná môže vstúpiť do nitračnej reakcie s organickej hmoty. V tomto prípade musí byť prítomný koncentrovaný. Zmes koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej sa nazýva nitračná zmes. Pomocou takejto zmesi je možné získať nitroglycerín z glycerínu, nitrobenzén z benzénu, nitrocelulózu z vlákniny atď. Vo vysoko zriedenom stave má kyselina dusičná charakteristické vlastnosti kyselín.
■ 40. Príklady typické vlastnosti kyseliny v pomere ku kyseline dusičnej, dajte si. Napíšte rovnice v molekulových a. iónové formy.
41. Prečo sa fľaše s koncentrovanou kyselinou dusičnou nesmú prepravovať zabalené v drevených štiepkach?
42. Keď sa koncentrovaná kyselina dusičná skúša s fenolftaleínom, fenolftaleín získa oranžovú farbu a nezostane bezfarebný. čo to vysvetľuje?
Získanie kyseliny dusičnej v laboratóriu je veľmi jednoduché. Zvyčajne sa získava vytesnením kyseliny sírovej z jej solí, napríklad:
2KN03 + H2SO4 = K2S04 + 2HN03
Na obr. 61 je znázornený laboratórny závod na výrobu kyseliny dusičnej.
V priemysle sa amoniak používa ako surovina na výrobu kyseliny dusičnej. V dôsledku oxidácie amoniaku v prítomnosti platinového katalyzátora vzniká oxid dusnatý:
4NH3 + 502 = 4NO + 6H20
Ako je uvedené vyššie, oxid dusnatý sa ľahko oxiduje vzdušným kyslíkom na oxid dusičitý:
2NO + O2 = 2N02
a oxid dusičitý v spojení s vodou vytvára kyselinu dusičnú a opäť oxid dusnatý podľa rovnice:
3N02 + H2O = 2HN03 + NO.
Potom sa oxid dusnatý vracia späť na oxidáciu:
Prvý stupeň procesu - oxidácia amoniaku na oxid dusnatý - sa uskutočňuje v kontaktnom zariadení pri teplote 820 °. Katalyzátorom je platinová mriežka s prímesou ródia, ktorá sa pred spustením aparatúry zahrieva. Keďže reakcia je exotermická, mriežky sa následne zahrievajú teplom samotnej reakcie. Oxid dusnatý uvoľnený z kontaktného zariadenia sa ochladí na teplotu asi 40 °, pretože proces oxidácie oxidu dusnatého prebieha rýchlejšie pri nižšej teplote. Pri teplote 140° sa vzniknutý oxid dusičitý opäť rozkladá na oxid dusíka a kyslík.
Oxidácia oxidu dusíka na oxid sa uskutočňuje vo vežiach nazývaných absorbéry, zvyčajne pri tlaku 8-10 atm. Zároveň v nich dochádza k absorpcii (absorpcii) vznikajúceho oxidu dusičitého vodou. Pre lepšiu absorpciu oxidu dusičitého sa roztok ochladí. Ukazuje sa, že 50-60% kyseliny dusičnej.
Koncentrácia kyseliny dusičnej sa uskutočňuje v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej v destilačných kolónach. tvorí s dostupnými vodnými hydrátmi s bodom varu vyšším ako má kyselina dusičná, takže výpary kyseliny dusičnej sa celkom ľahko uvoľňujú zo zmesi. Keď tieto pary kondenzujú, možno získať 98-99% kyselinu dusičnú. Zvyčajne viac koncentrovaná kyselina málo používané.
■ 43. Zapíšte si do zošita všetky rovnice reakcií, ktoré vznikajú pri výrobe kyseliny dusičnej laboratórnymi a priemyselnými metódami.
44. Ako vykonať sériu transformácií:
45. Koľko z 10 % roztoku možno pripraviť z kyseliny dusičnej získanej reakciou 2,02 kg dusičnanu draselného s nadbytkom kyseliny sírovej?
46. Určite molaritu 63% kyseliny dusičnej.
47. Koľko kyseliny dusičnej možno získať z 1 tony amoniaku pri 70 % výťažku?
48. Valec bol naplnený oxidom dusnatým vytlačením vody. Potom, bez toho, aby ste ju vybrali z vody, bola pod ňu privedená trubica z plynomera
(pozri obr. 34) a začal preskakovať. Opíšte, čo by sa malo dodržiavať vo valci, ak nebol povolený nadbytok kyslíka. Svoju odpoveď zdôvodnite reakčnými rovnicami.
Ryža. 62. Spaľovanie uhlia v roztavenom ledku. 1 - roztavený ľadok; 2 - spaľovanie uhlia; 3 - piesok.
Soli kyseliny dusičnej
Soli kyseliny dusičnej sa nazývajú dusičnany. Dusičnany alkalických kovov, ako aj vápnik a amónium sa nazývajú ledky. Napríklad KNO3 je dusičnan draselný, NH4NO3 je dusičnan amónny. Prírodné ložiská dusičnanu sodného sú v Čile bohaté, a preto sa táto soľ nazýva čílsky ľadok.
Ryža. 62. Spaľovanie uhlia v roztavenom ledku. 1 - roztavený ľadok; 2 - spaľovanie uhlia; 3 - piesok.
Soli kyseliny dusičnej, rovnako ako ona sama, sú silné oxidačné činidlá. Napríklad soli alkalických kovov počas tavenia sa izolujú podľa rovnice:
2KNO3 = 2KNO2+ O2
Vďaka tomu horí v roztavenom ľadku uhlie a iné horľavé látky (obr. 62).
soľ ťažké kovy sa tiež rozkladajú s uvoľňovaním kyslíka, ale podľa inej schémy.
2Pb (NO3) 2 \u003d 2PbO + 4NO2 + O2
Ryža. 63. Cyklus dusíka v prírode
Dusičnan draselný sa používa na výrobu čierneho prášku. Na tento účel sa zmieša s uhlím a sírou. na tento účel sa nepoužíva, pretože je hygroskopický. Po zapálení čierny prášok intenzívne horí podľa rovnice:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Dusičnany vápenaté a amónne sú veľmi dobré dusíkaté hnojivá. AT nedávne časy sa rozšírilo ako hnojivo a dusičnan draselný.
Kyselina dusičná má široké využitie pri výrobe chemických a farmaceutických prípravkov (streptocid), organických farbív, celuloidu, filmových a fotografických filmov. Soli kyseliny dusičnej sú široko používané v pyrotechnike.
V prírode existuje cyklus dusíka, v ktorom rastliny, keď odumrú, vracajú dusík z neho získaný späť do pôdy. Živočíchy, živiace sa rastlinami, vracajú dusík do pôdy vo forme výkalov a po smrti ich mŕtvoly hnijú a tým aj dusík z nej prijatý vracajú do pôdy (obr. 63). Pri zbere do tohto kolobehu zasahuje človek, narúša ho a tým ochudobňuje pôdu o dusík, preto je potrebné dusík aplikovať na polia vo forme minerálnych hnojív.
■ 49. Ako vykonať sériu transformácií
Kyselina dusitá HN02 je známa len v zriedených roztokoch. Je nestabilný, takže vo svojej čistej forme neexistuje. Vzorec kyseliny dusnej môže byť reprezentovaný ako dve tautomérne formy:
Dusitanový ión N02 má uhlový tvar:
Pri zahrievaní sa kyselina dusitá rozkladá:
Dusík v kyseline dusitej má oxidačný stav +3, čo zodpovedá strednému stavu medzi najvyšším (+5) a najnižším (-3) oxidačným stavom. Preto kyselina dusitá vykazuje oxidačné aj redukčné vlastnosti.
Oxidačné činidlo:
Redukčné činidlo:
Soli kyseliny dusnej - dusitany - sú stabilné zlúčeniny a s výnimkou AgNO 2 sú ľahko rozpustné vo vode. Rovnako ako samotná kyselina dusitá, aj dusitany majú redoxné vlastnosti.
Oxidačné činidlo:
Redukčné činidlo:
Reakcia s KI v kyslom prostredí je široko používaná v analytickej chémii na detekciu dusitanového iónu N02 (uvoľnený voľný jód sfarbuje roztok škrobu).
Väčšina solí kyseliny dusnej je jedovatá. Najväčšie uplatnenie má dusitan sodný NaN02, ktorý je široko používaný pri výrobe organických farbív, liečiv a v analytickej chémii. V lekárskej praxi sa používa ako vazodilatátor pri angíne pectoris.
Kyselina dusičná HN0 3 v laboratórnych podmienkach sa dá získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na NaN0 3:
Kyselina dusičná sa komerčne vyrába katalytickou oxidáciou amoniaku vzdušným kyslíkom. Tento spôsob získania HN()3 pozostáva z niekoľkých stupňov. Najprv sa zmes amoniaku so vzduchom nechá prejsť cez platinový katalyzátor pri 800 °C. Amoniak sa oxiduje na NO:
Po ochladení sa NO ďalej oxiduje na NO 2:
Výsledný N02 sa rozpúšťa vo vode za vzniku HN03:
Čistá kyselina dusičná je bezfarebná kvapalina, ktorá sa stáva kryštalickou pri 42 °C. Vo vzduchu „fajčí“, pretože jeho výpary so vzdušnou vlhkosťou tvoria malé kvapôčky hmly. Je miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere. HN0 3 má plochú štruktúru:
Dusík v HNO3 je jednoducho nabitý a tetrakovalentný. Dusičnanový ión N0 3 má tvar plochého trojuholníka, čo sa vysvetľuje ^-hybridizáciou valenčných orbitálov dusíka:
Kyselina dusičná je jednou z najviac silné kyseliny. Vo vodných roztokoch je úplne disociovaný na ióny H + a N0 3 .
Kyselina dusičná sa vyznačuje výlučne oxidačnými vlastnosťami. Dusík v kyseline dusičnej je v stave najvyššia oxidácia+5, takže môže pridávať iba elektróny. Už pod vplyvom svetla sa kyselina dusičná rozkladá s uvoľňovaním NO 2 a 0 2:
V závislosti od koncentrácie kyseliny dusičnej a povahy redukčného činidla vznikajú rôzne produkty, kde dusík vykazuje oxidačný stav od +4 do
Koncentrovaná kyselina dusičná oxiduje väčšinu kovov (okrem zlata a platiny).
Keď koncentrovaný HN03 interaguje s nízkoaktívnymi kovmi, spravidla vzniká NO2:
Zriedená kyselina dusičná sa však v tomto prípade redukuje na NO:
Ak aktívnejšie kovy vstúpia do oxidačnej reakcie so zriedenou kyselinou dusičnou, potom sa uvoľní N 3 0:
Veľmi zriedená kyselina dusičná sa pri interakcii s aktívnymi kovmi redukuje na amónne soli:
Železo ochotne reaguje so zriedenou kyselinou dusičnou a v chlade nereaguje s koncentrovanou kyselinou dusičnou. Chróm a hliník sa správajú podobne. Vysvetľuje to skutočnosť, že na povrchu týchto kovov sa vytvárajú oxidové filmy, ktoré inhibujú ďalšiu oxidáciu kovu (pasivácia kovu).
Keď teda kyselina dusičná interaguje s kovmi, vodík sa neuvoľňuje.
Nekovy sa pri zahrievaní s HN0 3 oxidujú na kyslíkaté kyseliny. V závislosti od koncentrácie sa kyselina dusičná redukuje na NO 2 alebo NO:
Zmes pozostávajúca z jedného objemu dusíka a troch objemov koncentrovaného kyseliny chlorovodíkovej, sa volá kráľovská vodka. Táto zmes je silnejším oxidačným činidlom a rozpúšťa ušľachtilé kovy, ako je zlato a platina. Pôsobenie aqua regia je založené na skutočnosti, že HNO 3 oxiduje HC1 za uvoľnenia nitrozylchloridu, ktorý sa rozkladá za vzniku atómového chlóru a NO. Chlór hrá úlohu oxidačného činidla pri interakcii s kovmi:
Interakcia so zlatom prebieha podľa reakcie
Kyselina dusičná sa v závislosti od koncentrácie správa odlišne vzhľadom na sulfidy, ktoré vykazujú redukčné vlastnosti. Takže zriedená kyselina dusičná (až 20%) oxiduje sulfidový ión S2- na neutrálnu síru a sama sa redukuje na NO. Koncentrovanejšia kyselina dusičná (30 % roztok) oxiduje S2 na SOf, pričom sa redukuje na NO:
V bezvodej kyseline dusičnej prebiehajú tieto rovnovážne procesy:
Na rozpoznanie dusičnanového iónu N0 3 a jeho odlíšenie od dusitanového iónu N0 2 sa používa niekoľko reakcií:
a) dusičnany v alkalickom prostredí možno redukovať na amoniak kovmi - zinkom alebo hliníkom:
- (uvoľnený plynný amoniak sa dá zistiť podľa modrej farby vlhkého lakmusového papierika);
- b) síran železitý (I) v kyslom prostredí oxiduje kyselinou dusičnou na síran železitý (III). Kyselina dusičná sa redukuje na NO, ktorý s nadbytkom FeSO^ tvorí hnedú komplexnú zlúčeninu:
Soli kyseliny dusičnej, nazývané dusičnany, - kryštalické látky, vysoko rozpustný vo vode. Pri zahrievaní sa rozkladajú s uvoľňovaním 0 9 . Dusičnany obsahujúce alkalické kovy a kovy stojace v sérii štandardných elektródových potenciálov naľavo od horčíka (vrátane horčíka) s vylúčením kyslíka prechádzajú na zodpovedajúce dusitany:
Dusičnany kovov, ktoré sú v sérii štandardných elektródových potenciálov napravo od medi, sa štiepia za vzniku voľných kovov:
Dusičnany iných kovov sa rozkladajú na oxidy:
Na kvalitatívnu detekciu sa používa reakcia
v dôsledku čoho sa uvoľňuje hnedý plyn (NO 9).
Keďže dusičnany pri vysokých teplotách ľahko oddeľujú kyslík, a preto sú oxidačnými činidlami, používajú sa na výrobu horľavých a výbušných zmesí. Napríklad pušný prach je zmesou 68 % KN03, 15 % S a 17 % C.
Najdôležitejšie sú NaNO;j (čílsky dusičnan), KN03 (dusičnan draselný), NH4N03 (dusičnan amónny) a Ca (NO:i)2 (dusičnan vápenatý). Všetky tieto zlúčeniny sa používajú v poľnohospodárstve ako hnojivá.
Biologická úloha dusíka. Dusík je makroelement, ktorý je súčasťou aminokyselín bielkovín, RNA a DNA, hormónov, enzýmov, vitamínov a mnohých ďalších životne dôležitých substrátov.
