ما هي الأحماض التي تحتوي على الأكسجين والتي يمكن تكوينها بواسطة النيتروجين. النيتروجين ومركباته. الإنتاج الصناعي لحمض النيتريك والنترات

التركيب والخصائص الكيميائية لمركبات النيتروجين المحتوية على الأكسجين.

أكسيد النيتريك (أنا) ن2 يا-غاز الضحك.غاز عديم اللون ذو طعم حلو. لا يتفاعل كيميائيا مع الماء. غير نشط كيميائيا. لا يتفاعل مع الماء أو الأحماض أو القلويات أو الهالوجينات أو الأوزون.

عند درجات حرارة مرتفعة يتحلل: 2N2O = 2 N2 + O2 عند درجات حرارة مرتفعة فهو عامل مؤكسد قوي.

يؤكسدني P، C، S. Ni+N2O=NiO+N2 .N2O + Cu = CuO + N2

عند اشتعال خليط من أكسيد النيتروجين (I) والأمونيا، يحدث انفجار: 3N2O+2NH3=4N2+3H2O

2NO+O2=2NO2-المرحلة الثانية حمض النيتريك

عند التفاعل مع عوامل مؤكسدة قوية، يمكن أن يظهر N2O خصائص عامل اختزال: 5N2O+8KMnO4+7H2SO4=5Mn(NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7H2O

أكسيد النيتريك (ثانيا) لا- غاز عديم اللونعامل تخفيض نموذجي. الغاز الوحيد الذي يمكن أن يتشكل عند 3000 درجة مئوية هو N2+O2=2NO ولا يشكل حمضاً. لا يتفاعل مع الماء

عند درجات حرارة أعلى من 1000 درجة مئوية، يتحلل: NO = N2 + O2

يتميز NO أيضًا بتفاعلات الإضافة، في هذا التفاعل، يُظهر NO خصائص عامل اختزال مع تكوين كلوريد النتروسيل: 2NO+Cl2=2NOCl.

في وجود عوامل اختزال أقوى، لا يُظهر NO خصائص مؤكسدة: 2NO+2H2S=N2+2S+2H2O 2NO+2CO=N2+CO2

وفي الوقت نفسه، ينفجر خليط ذو أحجام متساوية من NO وH2 عند تسخينه: 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

أكسيد النيتريك(3)ن2 يا3 غير مستقر، ويوجد فقط في درجات حرارة منخفضة. عند 0C يتحلل: N2O3=NO+NO2 N2O3+H2O=2HNO3 N2O3+2KOH=2KNO2+H2O

أكسيد النيتريك(4)لا2 - غاز بني أو N2O4 - عديم اللون. NO2 (الحفر عند التسخين) = N2O4 (عند التبريد)

يتفاعل مع الماء: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO، Na2O4+H2O=HNO3+HNO2.

4NO2+2H2O+O2=4HNO3-3 مرحلة إنتاج حمض النيتريك تظهر خصائص عامل الاختزال

عندما يذوب NO2 في القلويات، يتكون كل من النترات والنتريت: 2NO2+2KOH=KNO3+KNO2+H2O

يستخدم ثاني أكسيد النيتروجين السائل للحصول على النترات اللامائية: Zn+2N2O4=Zn(NO3)2+2NO

يتفاعل مع اللافلزات (الفوسفور والكبريت ويحترق فيها الكربون). في هذه التفاعلات، يكون NO2 هو العامل المؤكسد: 2NO2+C=CO2+2NO، 2NO2+4HCl=NOCl+H2O+Cl2

أكسيد النيتريك (الخامس) ن2 يا5 متقلبة، استرطابي، عديم اللون، غير مستقر.

بالفعل في درجة حرارة الغرفة يتحلل تدريجيا: N2O5=NO2+O2

عامل مؤكسد قوي جدًا: N2O5+I2=I2O5+N2. كثير المواد العضويةعند ملامستها لها تشتعل.

عند ذوبانه في الماء يتكون حمض النيتريك: N2O5+H2O=HNO3

يذوب في القلويات لتكوين النترات: N2O5+2NaOH=2NaNO3+H2O

الأحماض الأكسية:

حمض النيتروزHNO2

ينتمي إلى مجموعة الأحماض الضعيفة ولا يعرف إلا في حالة التخفيف الشديد محاليل مائية.

2 HNO2+ 2 HI = I2+ 2 NO + 2 H2O

3 HNO2↔HNO3+ 2 NO + H2O

عندما يتم تركيز المحلول أو تسخينه فإنه يتحلل: 2HNO2=NO+NO2+H2O

يعرض ازدواجية الأكسدة والاختزال. تحت تأثير عوامل الاختزال يتم اختزاله، وفي التفاعلات مع العوامل المؤكسدة يتأكسد إلى HNO3: HNO2+Cl2+H2O=HNO3+2HCl
2HNO2+2KI+H2SO4=2NO+I2+K2SO4+2H2O

5HNO2+2KMnO4+3H2SO4=5HNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O

عرضة لتفاعلات عدم التناسب: 3HNO2=HNO3+2NO+H2O

حمض النيتريكHNO3 يتحلل بالفعل تحت تأثير الضوء: HNO3=4NO2+O2+2H2O

يعد من أقوى الأحماض.

يعمل النيتروجين على جميع المعادن تقريبًا (باستثناء الذهب والبلاتين والتنتالوم والروديوم والإيريديوم)، ويحولها إلى نترات، وبعض المعادن إلى أكاسيد.

Cu+HNO3(conc)=Cu(NO3)2+NO2+H2O. Cu+HNO3(dil)=Cu(NO3)2+NO+H2O

Mg+HNO3(dil)=Mg(NO3)2+N2O+H2O. Zn+HNO3(مخفف جدًا)=Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O

الخصائص العامة w مثل أي مادة غير معدنية، تتشكل النيتروجين الأحماض المؤكسجة w في الأحماض، تتزامن حالة أكسدة ذرة النيتروجين مع حالة الأكسدة في الأكسيد المقابل w خاصية محددة - تشكل حمضًا، وينبغي اعتبار أنهيدريده رسميًا أكسيدًا غير مكون للملح

هيكل الجزيء w N+1 - لا يوجد أنهيدريد، رسميًا - N 2 O، في الواقع - غير مكون للملح w المادة موجودة، هناك طيف الأشعة تحت الحمراء w الصيغة - H 2 N 2 O 2 w هيكل الجزيء : HO - N = N - OH ما هي الإلكترونات التي تقبل المشاركة في التعليم الروابط الكيميائية؟ ما هي حالة التكافؤ والأكسدة لكل ذرة نيتروجين؟

الخصائص الفيزيائية w H 2 N 2 O 2 - مادة بيضاء، تتبلور على شكل أوراق w تذوب بسهولة في الماء والكحول والأثير w في شكلها النقي يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل: H NO 2 + NH 2 OH = H 2 N 2 O 2 + H 2 O ث ثابت في المحاليل

الخواص الكيميائية w حمض ضعيف، أضعف 1000 مرة من النيتروز w يتفكك انفجارياً: H 2 N 2 O 2 = N 2 O + H 2 O، العملية العكسية مستحيلة w ملح Ag 2 N 2 O 2 غير قابل للذوبان في الماء، راسب أصفر H 2 N 2 O 2 + 2 Ag NO 3 = Ag 2 N 2 O 2 + 2 HNO 3 Ag 2 N 2 O 2 + HCl = Ag. Cl + H 2 N 2 O 2 ث خصائص الأكسدةتغيب ث تظهر خصائص الاختزال: 2 H 2 N 2 O 2 + 3 O 2 = 2 H NO 2 + 2 H NO 3

هيكل الجزيء w w N+3، أنهيدريد – N 2 O 3 موجود في الطور الغازي والمحلول الصيغة - H NO 2 يمكن تمثيل بنية الجزيء بنوعين: O H–O–N=O H–N O

الخصائص الفيزيائية ث Н NO 2 – مادة غازية، مستقر في المحاليل ث يذوب بسهولة في الماء، ويحافظ على التوازن: NO + NO 2 + H 2 O = 2 H NO 2 w في شكله النقي يتم الحصول عليه عن طريق التفاعل: Ba(NO 2)2 + H 2 SO 4 = 2 ح نو 2 + فا. SO 4

الخواص الكيميائية w حمض ضعيف، أقوى قليلاً من حمض الأسيتيك w يتحلل عند تسخينه: 3 H NO 2 = H NO 3 + 2 NO + H 2 O، لا يتكون أنهيدريد w الأملاح عبارة عن نتريت، مستقرة، لها الاستخدام العملي، خصائص مزدوجة، مثل الحمض مع خصائص الأكسدة: 2 H NO 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 NO + K 2 SO 4 + I 2 + 2 H 2 O w خصائص الاختزال: 5 H NO 2 + KMn. O 4+ 3 H 2 SO 4 = 5 H NO 3 + 2 Mn. SO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O

هيكل الجزيء ww N+5، أنهيدريد – N 2 O 5 موجود في الطور السائل والمحلول الصيغة - H NO 3 يمكن تمثيل بنية الجزيء: O H–O–N O

القرن الرابع عشر، جابر "خذ رطلًا من الزاج القبرصي، ونصف رطل من الملح الصخري وربع رطل من الشبة، وقم بتقطير كل شيء، وستحصل على سائل له تأثير ذوبان عالي" "مجموع الكمالات" الفودكا القوية - أكوا فورتيس أكوا ريجيا - الملح الصخري أكوا ريجيس، أو حمض النيتريك

الخواص الفيزيائية ث Н NO 3 هو سائل عديم اللون يشبه الماء وله رائحة نفاذة، يمتصه الماء بشراهة، ويمتزج بأي نسب، ويتم الحصول عليه في شكله النقي عند تبريده إلى - 41، 50 درجة مئوية، بلورات عديمة اللون. يغلي عند 840 درجة مئوية، ويطلق ثاني أكسيد النيتروجين

الخواص الكيميائية يجب أن تؤخذ في الاعتبار من أربعة جوانب: 1. في المحاليل يتصرف كعامل حمض مع جميع المواد باستثناء المعادن 2. في الظروف المركزة فهو عامل مؤكسد قوي 3. في المعادن يتصرف كعامل مؤكسد في أي تركيز 4. يعرض خصائص القاعدة

الخواص الكيميائية ث 1. H NO 3 – حمض يغير لون المؤشرات: برتقال ميثيل عباد الشمس 2. يتفاعل مع أكاسيد المعادن لتكوين الملح والماء 3. يتفاعل مع القواعد لتكوين الملح والماء 4. في وجود حامض الكبريتيك المركز و يتم إطلاق النحاس، NO 2 - دليل على حمض النيتريك

الخواص الكيميائية حمض H NO 3 conc. ح نو 3 ديل. المعادن القلوية والقلوية الأرضية معادن ثقيلة ملاحظة N 2 O NO 2 لا تتفاعل مع Fe، Cr، Al، Au، Pt، Ir، Ta Nb NO 2 مع Fe و Sn يعطي NH 3 (NH 4 NO 3)

الخواص الكيميائية مع H NO 3 - عامل مؤكسد 1. أكسدة اللافلزات إلى أحماض: 2 H NO 3 + S = 2 NO + H 2 SO 4 2. في خليط مع حمض الهيدروكلوريك يشكل مادة قوية البيئة المؤكسدة: Au + HNO 3 + 3 حمض الهيدروكلوريك = Au. Cl 3 + NO + 2 H 2 O حمض الهيدروكلوريك + Au. Cl 3 = H HNO 3 + 3 حمض الهيدروكلوريك = Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl 2 NOCl = 2 NO + Cl 2

الخواص الكيميائية مع H NO 3 – القاعدة (!)، H O – NO 2 + 2 HCl. O 4 = H 3 O+ + NO 2+ + 2 Cl. O 4 H O – NO 2 + 2 HF = H 3 O+ + NO 2+ + 2 FNO – NO 2 + 2 H 2 SO 4 = H 3 O+ + NO 2+ + 2 H SO 4 -

النترات w جميعها قابلة للذوبان في الماء w محددة بمحلول ثنائي فينيل أمين ( لون ازرق) w تتحلل نترات المعادن الخفيفة عند تسخينها، ويطلق الأكسجين: K NO 3 = K NO 2 + O 2 ث النترات معادن ثقيلةعند تسخينها، فإنها تتحلل مع إطلاق الأكسجين وNO 2: 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + NO 2 + O 2 ث النترات الأقل المعادن النشطةتتحلل إلى معدن حر: 2 Ag. NO 3 = 2 Ag + NO 2 + O 2

تحضير حمض النيتريك الأكسدة الحفزية للأمونيا 1. 4 NH 3 + 5 O 2 = 6 H 2 O + 4 NO؛ 2. 2 NO + O 2 = 2 NO 2 3. 3 NO 2 + H 2 O = 2 HNO 3 + NO

حامض النيتروز حامض النيتروز حامض النتريك وأملاحه

الشريحة 2: الخصائص العامة

مثل أي مادة غير معدنية، يشكل النيتروجين أحماضًا تحتوي على الأكسجين. في الأحماض، تتزامن حالة أكسدة ذرة النيتروجين مع حالة الأكسدة في الأكسيد المقابل - فهو يشكل حمضًا، وينبغي اعتبار أنهيدريده رسميًا أكسيد غير الملح

الشريحة 3: حمض النيتروز

الشريحة 4: هيكل الجزيء

N +1 - لا يوجد أنهيدريد، رسميًا - N 2 O، في الواقع - غير مكون للملح المادة موجودة، يوجد طيف الأشعة تحت الحمراء الصيغة - H 2 N 2 O 2 هيكل الجزيء: H O - N = N - OH ما هي الإلكترونات التي تشارك في تكوين الروابط الكيميائية؟ ما هي حالة التكافؤ والأكسدة لكل ذرة نيتروجين؟

الشريحة 5: الخصائص الفيزيائية

H 2 N 2 O 2 مادة بيضاء اللون، تتبلور على شكل أوراق، وتذوب بسهولة في الماء والكحول والأثير، ويتم الحصول عليها في شكلها النقي عن طريق التفاعل: H N O 2 + N H 2 OH = H 2 N 2 O. 2 + H 2 O ثابت في المحاليل

الشريحة 6: الخواص الكيميائية

حمض ضعيف، أضعف 1000 مرة من حمض النيتروز يتفكك انفجارياً: H 2 N 2 O 2 = N 2 O + H 2 O، العملية العكسية مستحيلة ملح Ag 2 N 2 O 2 غير قابل للذوبان في الماء، راسب أصفر H 2 N 2 O 2 + 2 Ag NO 3 = Ag 2 N 2 O 2 + 2H NO 3 Ag 2 N 2 O 2 + H Cl = AgCl + H 2 N 2 O 2 لا توجد خصائص مؤكسدة تظهر خصائص الاختزال: 2 H 2 N 2 O 2 + 3O 2 = 2H N O 2 + 2H N O 3

الشريحة 7: حمض النيتروز

هيكل الجزيء الخواص الفيزيائية الخواص الكيميائية

الشريحة 8: هيكل الجزيء

N +3، أنهيدريد – N 2 O 3 موجود في الطور الغازي والحل الصيغة - H N O 2 يمكن تمثيل بنية الجزيء بنوعين: O H – O – N = O H – N O

الشريحة 9: الخصائص الفيزيائية

H N O 2 مادة غازية، مستقرة في المحاليل، تذوب بسهولة في الماء، مع الحفاظ على التوازن: N O + N O 2 + H 2 O = 2H N O 2 ويتم الحصول عليها في شكلها النقي عن طريق التفاعل: Ba (NO 2) 2 + H. 2 S O 4 = 2H N O 2 + Ba S O 4

10

الشريحة 10: الخواص الكيميائية

حمض ضعيف، أقوى قليلا من حمض الخليك يتحلل عند تسخينه: 3H N O 2 = H N O 3 + 2 N O + H 2 O، لا يتكون أنهيدريد أملاح - نتريت، مستقر، له تطبيقات عملية، خصائص مزدوجة، مثل حمض خصائص الأكسدة. : 2H N O 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 N O + K 2 SO 4 + I 2 + 2 H 2 O خصائص الاختزال: 5H N O 2 + K Mn O 4 + 3 H 2 SO 4 = 5H N O 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

11

الشريحة 11: حمض النيتريك

هيكل الجزيء الخواص الفيزيائية الخواص الكيميائية النترات

12

الشريحة 12: بنية الجزيء

N +5، أنهيدريد – N 2 O 5 موجود في الطور السائل والصيغة الحلية - H N O 3 يمكن تمثيل بنية الجزيء: O H – O – N O

13

الشريحة 13: القرن الرابع عشر، جابر

"خذ رطلًا من الزاج القبرصي ، ونصف رطل من الملح الصخري وربع رطل من الشبة ، وقم بتقطير كل شيء ، وستحصل على سائل له تأثير ذوبان عالي." "مجموع الكمال" الفودكا القوية - أكوا فورتيس أكوا ريجيا - الملح الصخري أكوا ريجيس، أو حمض النيتريك

14

الشريحة 14: الخصائص الفيزيائية

H N O 3 هو سائل عديم اللون يشبه الماء وله رائحة نفاذة، ويمتصه الماء بشدة، ويتم خلطه في شكله النقي عن طريق التبريد إلى -41.5 درجة مئوية، وهو بلورات عديمة اللون عند درجة حرارة 84 درجة مئوية يغلي، ويطلق N O 2

15

الشريحة 15: الخواص الكيميائية

ويجب النظر إليه من أربعة جوانب: 1. في المحاليل يتصرف كحمض مع جميع المواد باستثناء المعادن 2. في الظروف المركزة فهو عامل مؤكسد قوي 3. في المعادن يتصرف كعامل مؤكسد في أي تركيز 4. يظهر خصائص القاعدة

16

الشريحة 16: الخواص الكيميائية

H N O 3 - حمض يغير لون المؤشرات: برتقال ميثيل عباد الشمس 2. يتفاعل مع أكاسيد المعادن لتكوين الملح والماء 3. يتفاعل مع القواعد لتكوين الملح والماء 4. في وجود حامض الكبريتيك المركز والنحاس، يتحرر N O 2 - دليل على وجود أحماض حمض النيتريك

17

الشريحة 17: الخواص الكيميائية

حمض قلوي ومعادن ترابية قلوية معادن ثقيلة ملاحظة H N O 3 conc. N 2 O N O 2 لا يتفاعل مع Fe، Cr، Al، Au، Pt، Ir، Ta Nb H N O 3 dil. N H 3 (N H 4 N O 3) N O 2 مع Fe و Sn يعطي N H 3 (N H 4 N O 3)

الأمونيا مركب تساهمي يتكون من جزيئات هرمية الشكل (انظر القسم 2.2). وله رائحة خانقة، وهو في الظروف العادية غاز عديم اللون أقل كثافة من الهواء.

لإنتاج الأمونيا في المختبر، عادة ما يتم تسخين خليط من كلوريد الأمونيوم وهيدروكسيد الكالسيوم، مما يؤدي إلى التفاعل

يتم أولاً تجفيف الأمونيا التي يتم الحصول عليها بهذه الطريقة عن طريق تمريرها عبر أكسيد الكالسيوم ثم يتم جمعها في وعاء مقلوب.

يحتوي جزيء الأمونيا على زوج وحيد من الإلكترونات على ذرة النيتروجين، وبالتالي فهو قادر على مشاركته مع أي جسيم متقبل للإلكترون، وتشكيل رابطة تنسيقية (مانح-متقبل) معه. وبالتالي، فإن الأمونيا لها خصائص قاعدة لويس. على سبيل المثال

يستخدم هذا التفاعل لإجراء أحد الاختبارات التحليلية للأمونيا. عندما يتم خلط الأمونيا مع غاز كلوريد الهيدروجين، يتكون "دخان" كلوريد الأمونيوم الأبيض:

تتمتع الأمونيا بأعلى قابلية للذوبان في الماء من بين جميع الغازات. في محلوله المائي يتم تحقيق التوازن التالي:

يسمى المحلول المائي للأمونيا أحيانًا بمحلول هيدروكسيد الأمونيوم. ومع ذلك، لا يمكن عزل هيدروكسيد الأمونيوم الصلب. يحتوي المحلول على جزيئات من الأنواع الأربعة المشار إليها في معادلة التوازن. ترتبط جزيئات الأمونيا في هذا المحلول روابط هيدروجينيةمع جزيئات الماء. بالإضافة إلى ذلك، تعمل الأمونيا كقاعدة لويس، حيث تضيف بروتونًا من جزيئات الماء لتكوين أيون الأمونيوم. لذلك فإن محلول الأمونيا له خصائص قلوية ضعيفة. هو عنده .

إضافة محلول الأمونياإلى محاليل الأملاح المعدنية يؤدي إلى

ترسيب هيدروكسيدات المعادن غير القابلة للذوبان. على سبيل المثال

تذوب هيدروكسيدات بعض المعادن في محلول الأمونيا الزائد لتشكل أنيونات معقدة، على سبيل المثال.

تتمتع الأمونيا بخصائص عامل اختزال، كما يظهر في تفاعلاتها مع الكلور وأكاسيد المعادن الساخنة:

لا تحترق الأمونيا في الهواء، ولكنها تحترق في الأكسجين النقي بلهب أصفر-أخضر شاحب:

في وجود محفز البلاتين الساخن، يحدث التفاعل التالي بدلاً من ذلك:

يستخدم هذا التفاعل في الإنتاج الصناعي لحمض النيتريك في عملية أوستفالد (انظر أدناه).

تسيل الأمونيا بسهولة عند تبريدها وضغطها. الأمونيا السائلة لها خصائص تشترك كثيرًا مع خصائص الماء. ترتبط جزيئات الأمونيا السائلة ببعضها البعض بواسطة روابط هيدروجينية، وبالتالي فإن درجة غليانها أعلى مما يمكن توقعه (انظر الفصل الثاني). كل من الأمونيا والماء موصلات سيئة التيار الكهربائي، ولكن المذيبات المؤينة ممتازة.

يذوب الصوديوم والبوتاسيوم والباريوم والكالسيوم في الأمونيا لتشكل محاليل ذات لون أزرق مميز. يمكن استخلاص هذه المعادن من محلول الأمونيا عن طريق تبخيرها. ومع ذلك، أثناء تخزين هذه المحاليل على المدى الطويل، يتغير لونها تدريجيًا بسبب تكوين أميدات المعادن المقابلة فيها، على سبيل المثال، أميدات المعادن لها بنية أيونية:

أملاح الأمونيوم. تتفاعل الأمونيا ومحاليلها المائية بسهولة مع الأحماض لتشكل أملاح الأمونيوم. هذه الأملاح أيونية بطبيعتها وتحتوي على أيون الأمونيوم، وعادةً ما تذوب في الماء وتخضع للتحلل المائي لتكوين محاليل حمضية قليلاً:

جميع أملاح الأمونيوم غير مستقرة حرارياً. هاليدات الأمونيوم تتسامى (متسامية) عند تسخينها:

تتحلل أملاح الأمونيوم للأحماض المحتوية على الأكسجين (أحماض الأكسواسيد) عند تسخينها لتشكل النيتروجين أو أكسيد الدينتروجين:

جميع هذه التفاعلات الثلاثة يمكن أن تحدث بشكل انفجاري، وآخرها يسمى "التفاعل البركاني".

أكاسيد النيتروجين

يشكل النيتروجين ستة أكاسيد (الجدول 15.12)، حيث يظهر حالات الأكسدة من إلى خافتة أدناه). جميع الأكاسيد الأخرى مستقرة تمامًا، باستثناء التي تتحلل بسهولة إلى NO و

تنتمي جميع أكاسيد النيتروجين إلى مركبات ماصة للحرارة (انظر الفصل 5).

الجدول 15.12. أكاسيد النيتروجين

أكسيد ثنائي النيتروجين الأسماء الأخرى لهذا المركب هي أكسيد النيتروز، غاز الضحك. يرجع الاسم الأخير إلى حقيقة أن الاستنشاق بجرعات صغيرة يسبب ضحكًا متشنجًا. وجدت استخدامها كمخدر. يمكن استخدام التحلل الحراري المتحكم فيه بعناية لنترات الأمونيوم للحصول في الظروف المختبرية والصناعية على:

وبما أن هذا التفاعل يمكن أن يكون متفجرا، فمن الأفضل الحصول على نترات الأمونيوم مباشرة عند نقطة الاستخدام. ولهذا الغرض، يتم تسخين خليط من نترات الصوديوم وكبريتات الأمونيوم. وينتج عن ذلك تكوين نترات الأمونيوم، التي تتحلل بنفس معدل إنتاجها.

يحتوي الجزيء على بنية إلكترونية تعتبر بمثابة هجين رنان من شكلين غير متماثلين مع بنية خطية:

له رائحة حلوة ويذوب بسهولة في الماء ليشكل محلولاً محايدًا. له خصائص مؤكسدة ويمكن أن يدعم احتراق الكربون والكبريت والفوسفور على سبيل المثال:

أول أكسيد النيتروجين NO. اسم آخر لهذا المركب هو أكسيد النيتريك. في الظروف المخبرية والصناعية يتم الحصول عليه عن طريق عمل محلول مائي من حمض النيتريك على النحاس:

ويتكون أثناء تصريفات البرق في الغلاف الجوي، وكذلك عندما يمر تفريغ كهربائي عبر خليط غازي من النيتروجين والأكسجين:

بالإضافة إلى ذلك، يتم تشكيل NO كوسيط في الأكسدة الحفزية للأمونيا في عملية أوستفالد المستخدمة لإنتاج حمض النيتريك.

يعتبر التركيب الإلكتروني لجزيء NO بمثابة هجين رنان من الشكلين التاليين:

لاحظ أن كلا شكلي الرنين لهما إلكترون غير مزدوج. وهذا ما يفسر الخصائص البارامغناطيسية لأول أكسيد النيتروجين (انظر الفصل السابق).

أول أكسيد النيتروجين هو غاز عديم اللون في الظروف العادية وغير قابل للذوبان عمليا في الماء. في الصلبة و الحالات السائلة NO يميل إلى التضاءل ليتشكل وله خصائص اختزالية ويتحول إلى اللون البني في وجود الهواء بسبب تكوين ثاني أكسيد النيتروجين:

عند دمجه مع كبريتات الحديد (II)، يشكل NO مركبًا بنيًا، ويتم استخدام تكوين هذا المركب في اختبار الحلقة البنية التحليلية للنترات (انظر الشكل 15.18).

ثاني أكسيد النيتروجين يتم إنتاج ثاني أكسيد النيتروجين في المختبر عن طريق تسخين نترات الرصاص (II) (انظر الفصل 6):

عادة ما يكون موجودا في حالة توازن مع قسمه الخافت أيضا. 7.1):

لها لون أصفر شاحب وبني. وعندما يبرد هذا الغاز، فإنه يتكاثف ليشكل سائلًا أخضر اللون.

يعتبر التركيب الإلكتروني للجزيء بمثابة هجين رنان من شكلين ببنية منحنية:

أثناء عملية dimerization، يتم مشاركة الإلكترونات غير المتزاوجة لكل من الجزيئين، مما يشكل رابطة ضعيفة الهيكل الإلكترونييمكن اعتباره هجينًا رنانًا من شكلين ببنية مسطحة:

ثاني أكسيد النيتروجين هو غاز سام للغاية. يذوب في الماء ليشكل أحماض النتروز والنيتريك:

يغير هذا الغاز اللون الأزرق لورق عباد الشمس إلى اللون الأحمر، وهو يختلف عن البروم، وهو أيضًا غاز بني ولكنه يغير لون ورق عباد الشمس.

عند تسخينه، يتحلل ليشكل أول أكسيد النيتروجين:

التلوث البيئي بأكاسيد النيتروجين

تعتبر أكاسيد النيتروجين من الملوثات الجوية الأولية. يدخلون الهواء أثناء احتراق أنواع الوقود المختلفة - الوقود الأحفوري. يحدث تلوث الهواء هذا بسبب محطات الطاقة الحرارية ومصافي النفط وغازات المداخن الصادرة عن المؤسسات الصناعية وغازات العادم الصادرة عن السيارات. يمكن أن تسبب أكاسيد النيتروجين (التي يتم تحديدها بشكل جماعي بالصيغة العامة) تلوثًا مزدوجًا بيئة.

أولاً، تذوب في الماء لتكوين حمض النيتروز والنيتريك. تعد هذه الأحماض من بين الملوثات الثانوية، وتؤدي، إلى جانب أحماض الكبريتيك والكبريتيك، إلى تكوين المطر الحمضي (انظر القسم 12.2).

ثانيًا، يمكن أن تتحد أكاسيد النيتروجين مع الهيدروكربونات، مما يؤدي إلى الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي. تدخل الهيدروكربونات أيضًا إلى الغلاف الجوي نتيجة لاحتراق الوقود الأحفوري، وبالتالي فهي ملوثات أولية. يحدث الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي نتيجة لسلسلة معقدة من التفاعلات التي تشارك فيها الجذور (انظر الفصل 17). ولكي تحدث المرحلة الأولى من هذه العملية المعقدة، فإن وجود الإشعاع الشمسي فوق البنفسجي ضروري. يسبب هذا الإشعاع التفاعل الكيميائي الضوئي التالي:

أرز. 15.16. تشكيل الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي.

ثم يتفاعل جذر الأكسجين مع جزيئات الأكسجين لتكوين جزيئات الشونا:

الأوزون هو غاز سام لكل من الحيوانات والنباتات. وهو ملوث ثانوي للهواء. إذا لم يكن هناك أي هيدروكربونات فيه، فإن الأوزون يتحد مع أول أكسيد النيتروجين، مما يؤدي إلى تكوين ثاني أكسيد النيتروجين مرة أخرى:

وبالتالي، في "الدورة المغلقة" المحددة، يتم الحفاظ على محتوى ثاني أكسيد النيتروجين في الغلاف الجوي عند نفس المستوى.

ومع ذلك، إذا كان هناك هيدروكربونات في الغلاف الجوي، تتعطل هذه الدورة. ويتفاعل الأوزون، وهو أحد أجزاء هذه الدورة، مع الهيدروكربونات غير المشبعة، مما يؤدي إلى تكوين الجذور العضوية، على سبيل المثال

تتحد هذه الجذور مع أكاسيد النيتروجين، مما يؤدي إلى تكوين الألدهيدات والنترات مركبات العضويةالنوع التالي:

أرز. 15.17. الظروف الجوية مواتية لتشكيل الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي، أ - عدم وجود طبقة انعكاس، ب - وجود طبقة انعكاس.

وإلى جانب الأوزون، تعتبر هذه المركبات ملوثات جوية ثانوية تؤدي إلى الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي (الشكل 15.16).

في العديد من مدن العالم، تكون هذه المشكلة معقدة بسبب تكوين ما يسمى بطبقة الانعكاس (الشكل 15.17) في الغلاف الجوي. وهي طبقة من الهواء الساخن تقع فوق المدينة ولا تسمح للطبقة السفلية من الهواء البارد بالهروب. هذه الطبقة الساخنة عادة لا تحتوي على رطوبة وتتمتع بأقصى قدر من الشفافية تجاه الإشعاع الشمسي. والنتيجة هي تراكم الملوثات الثانوية المحاصرة في الطبقة السفلية من الهواء. غالبًا ما يمكن ملاحظة الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي الذي يحدث في مثل هذه الظروف على أنه ضباب يخيم على المدينة في الطقس الحار. يحدث هذا الضباب بسبب جزيئات الضباب الدخاني.

حمض النيتروز والنتريت

يمكن تحضير محلول مائي من حمض النيتروز في المختبر عن طريق إضافة المخفف حامض الهيدروكلوريكإلى محلول مخفف بارد من نتريت الصوديوم:

(محلول حمض النيتروز يكون لونه أزرق). ويمكن الحصول على نتريت الصوديوم عن طريق تسخين نترات الصوديوم بقوة؛ ومن الأفضل أن يحدث هذا التفاعل في وجود بعض عوامل الاختزال مثل الرصاص:

يتم استخلاص نتريت الصوديوم من الخليط الناتج عن طريق إذابته في الماء.

حمض النيتروز ضعيف وغير مستقر. يتحلل في درجة حرارة الغرفة إلى حمض النيتريك وأول أكسيد النيتروجين:

حمض النيتروز والمحاليل الحمضية للنتريت هي عوامل مؤكسدة، ولكن في وجود عوامل مؤكسدة أقوى، مثل البوتاسيوم المحمض، فإنها تعمل كعوامل اختزال. المحاليل المحمضة من نتريت الصوديوم لها خصائص خاصة مهمالخامس الكيمياء العضويةحيث يتم استخدامها للحصول على أملاح الديازونيوم (أنظر الفصل 19).

حمض النيتريك والنترات

حمض النيتريك النقي هو سائل عديم اللون يتصاعد في الهواء. للحصول عليها في المختبر، يتم تسخين نترات الصوديوم أو نترات البوتاسيوم مع حامض الكبريتيك المركز:

ويكون ناتج هذا التفاعل عادة ذو لون أصفر بسبب وجود ثاني أكسيد النيتروجين المذاب الذي يتشكل نتيجة لذلك التحلل الحراريحمض النيتريك:

المحلول المائي لحمض النيتريك له خصائص نموذجية حامض قوي. على سبيل المثال، يتفاعل مع القواعد لتكوين النترات ومع الكربونات لتكوين ثاني أكسيد الكربون.

حمض النيتريك المخفف والمركز عوامل مؤكسدة. حمض النيتريك المركز يؤكسد اللافلزات مثل الكربون والكبريت:

تتم تفاعلات حمض النيتريك مع المعادن بطرق مختلفة. يتفاعل الكالسيوم والمغنيسيوم مع حمض النيتريك المخفف للغاية، مما يؤدي إلى إزاحة الهيدروجين منه. يقلل الزنك من حمض النيتريك المخفف، مما يؤدي إلى تكوين أكسيد الدينتروجين. ومع ذلك، بالنسبة لمعظم المعادن، يتم التفاعل مع حمض النيتريك المخفف وتكوين أول أكسيد النيتروجين والتفاعل مع حمض النيتريك المركز.

حمض النيتريك، مما يؤدي إلى تكوين ثاني أكسيد النيتروجين. لنأخذ النحاس كمثال.

تتأكسد أيونات اليوديد بحمض النيتريك إلى اليود:

كبريتيد الهيدروجين وغيره من المواد غير العضوية المركبات التساهميةتتأكسد أيضًا بحمض النيتريك:

في الكيمياء العضوية، يستخدم حمض النيتريك ككاشف نترات. ولهذا الغرض، يتم استخدام خليط من أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة.

النترات. للحصول على نترات المعادن المختلفة، يمكن استخدام تفاعلات حمض النيتريك مع المعادن المقابلة أو أكاسيدها أو هيدريداتها أو كربوناتها. يتم إجراء الكشف التحليلي للنترات باستخدام اختبار الحلقة البنية (الشكل 15.18).

اختبار الحلقة البنية للنترات. تذاب مادة الاختبار في الماء وتضاف إلى محلول الكبريتات، ثم يضاف حمض الكبريتيك المركز بعناية قطرة قطرة إلى أنبوب الاختبار مع خليط هذه المحاليل، بحيث يتدفق إلى أسفل جدران أنبوب الاختبار وطبقتين. من السائل تتشكل (الشكل 15.18). إذا كانت مادة الاختبار تحتوي على أي نترات، فإنها تتفاعل مع حمض الكبريتيك لتكوين حمض النيتريك. ويتفاعل حمض النيتريك بدوره مع كبريتات الحديد الثنائي لتكوين معقد، وينتج عن ذلك ظهور حلقة بنية اللون بين طبقتي السائل في أنبوب الاختبار، وبالتالي يدل على وجود النترات في مادة الاختبار.

جميع النترات غير العضوية قابلة للذوبان في الماء وغير مستقرة حرارياً. تتحلل نترات المعدن لتكوين النتريت أو الأكسيد أو المعدن الحر، اعتمادًا على موضع المعدن المعين في السلسلة الكهروكيميائية:

عند تسخينها، تشكل نترات الأمونيوم أكسيد ثنائي النيتروجين والماء:

أرز. 15.18. اختبار الحلقة البنية للنترات.

الإنتاج الصناعي لحمض النيتريك والنترات

الإنتاج الصناعييعتمد حمض النيتريك على عملية أوستفالد. تتكون هذه العملية من ثلاث مراحل.

1. الأكسدة الحفزية للأمونيا

يتم خلط الأمونيا، التي تنتجها عملية هابر (انظر القسم 7.2)، مع الهواء وتمريرها بسرعة فوق سطح محفز البلاتين والروديوم المسخن إلى درجة حرارة 900 درجة مئوية، مما يؤدي إلى التفاعل.

هذا التفاعل طارد للحرارة لدرجة أنه يحافظ على درجة حرارة 900 درجة مئوية.

2. إنتاج ثاني أكسيد النيتروجين

يتم تبريد الغازات التي تم الحصول عليها في المرحلة الأولى وخلطها بالهواء. وينتج عن ذلك أكسدة أول أكسيد النيتروجين إلى ثاني أكسيد النيتروجين:

3. تحضير حمض النيتريك المخفف

يتم إرسال ثاني أكسيد النيتروجين الذي يتم الحصول عليه في المرحلة الثانية إلى برج الامتصاص الفولاذي، حيث يتم تمريره نحو مجاري المياه. هذا هو المكان الذي يحدث فيه رد الفعل

يتم إرجاع أول أكسيد النيتروجين إلى الدورة للمرحلة الثانية. يحتوي حمض النيتريك الذي تم الحصول عليه على تركيز حوالي 50٪. عن طريق التقطير، يتم الحصول على 68٪ من حمض النيتريك (خليط أزيوتروبي لا يمكن تركيزه بشكل أكبر بالتقطير).

يتم تحييد حوالي 80% من إجمالي حمض النيتريك المنتج بهذه الطريقة في الأمونيا المائية الزائدة لإنتاج نترات الأمونيوم:

تستخدم نترات الأمونيوم كسماد (انظر أعلاه).

وتصنف أيضا الأحماض المحتوية على الأكسجين على أنها هيدروكسيدات. هذه هي إلكتروليتات، عند تفككها في المحاليل المائية من الأيونات الموجبة الشحنة، تشكل فقط أيونات الهيدروجين H +، أو بشكل أكثر دقة، أيونات الهيدرونيوم H 3 O + - أيون الهيدروجين المائي. تعريف أكثر عمومية: الأحماض- هذه هي المواد التي تمنح البروتونات H +. اعتمادًا على عدد كاتيونات الهيدروجين المتكونة أثناء تفكك الحمض، يتم تصنيف الأحماض أيضًا على أنها قواعد، وفقًا لأساسيتها. هناك أحماض واحد واثنان وثلاثة ورباعي. على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO3، حمض النيتروز HNO 2 – الأحماض الأحادية القاعدة، حمض الكربونيك H 2 CO 3، حمض الكبريتيك H 2 SO 4 عبارة عن أحماض ديباسيك، وحمض الأرثوفوسفوريك H 3 PO 4 هو حمض تريباسيك، وحمض أورثوسيليك H 4 SiO 4 هو حمض رباعي القاعدة.

تسميات الأحماض المحتوية على الأكسجين: بواسطة التسميات المنهجية الدوليةوتتكون أسماء الأحماض المحتوية على الأكسجين كما أشرنا سابقاً مع مراعاة الأيون الموجود في الحمض. على سبيل المثال:

H 3 PO 4 - ثلاثي هيدروجين رباعي أوكسوفوسفات (V) أو ثلاثي هيدروجين أورثوفوسفات

H 2 CO 3 - ثنائي هيدروجين ثلاثي أوكسوكربونات (IV)

HNO 3 - ثلاثي أوكسونيترات الهيدروجين (V)

H 2 SiO 3 - ثنائي هيدروجين ثلاثي أوكسيليكات (IV) أو ميتاسيليكات هيدروجين

H 2 SO 4 - ثنائي هيدروجين رباعي أوكسوسلفات (VI) (قد لا يتم تحديد عدد ذرات الهيدروجين في الأحماض)

وفقا للتسميات المنهجية، نادرا ما تستخدم أسماء الأحماض في أغلب الأحيان، يتم استخدام الأسماء التقليدية التي يتم تشكيلها من الاسم الروسي للعنصر (التسميات الروسية)بواسطة قواعد معينة(انظر الجدول). يوضح الجدول قائمة بالأحماض التي تحتوي على الأكسجين، وأملاحها أكثر شيوعًا في الطبيعة. يرجى ملاحظة أن العنوان بقايا حمضيحدد اسم الملح ويبنيه في أغلب الأحيان حسب شبه منهجي (دولي) التسمياتمن الاسم اللاتيني للعنصر. في هذا الصدد، من الضروري أن نتذكر الأسماء اللاتينية للعناصر الموجودة غالبا في الأحماض، على سبيل المثال، N - النيتروجين، في النسخ الروسي للاسم اللاتيني يبدو مثل [النيتروجين]، C - الكربون - [الكربونيوم]، S - الكبريت - [الكبريت]، سي- السيليكون - [السيليسيوم]، القصدير - [ستانوم]، الرصاص - [البلومبوم]، الزرنيخ - [الزرنيخوم]، إلخ. يوضح الجدول القواعد العامة التي يمكن بموجبها تسمية معظم الأحماض غير العضوية المحتوية على الأكسجين من العناصر الأخرى وبقاياها الحمضية وأملاحها.

جدول الأحماض الأكثر شيوعا التي تحتوي على الأكسجين

معادلة الأحماض	اسم حمض بالروسية التسميات	حامض بقية	اسم بقايا الحمض والملح
		لذا 4 2- H SO 4 -	أيون الكبريتات الكبريتات, أيون كبريتات الهيدروجين, هيدروكبريتات
ح 2 لذا 3	كبريتي	لذا 3 2- H SO 4 -	أيون الكبريتيت, الكبريتيت, أيون هيدروسلفيت، هيدروسلفيت
HNO 3		لا 3 -	أيون النترات
HNO 2	نيتروجيني	لا 2 -	أيون النتريت,
هبو 3	مجازي	ص.ب. 3 -	أيون الميتافوسفات الميتافوسفات
ح 3 ص.ب. 4	أورثوفوسفوريك	ص.ب. 4 3- ح 2 ص.ب. 4 - هبو 4 2	أيون أورثوفوسفات, أورثوفوسفات, ثنائي هيدرو (أورثو) أيون الفوسفات، ثنائي هيدرو (أورثو) الفوسفات، هيدرو (أورثو) أيون الفوسفات، هيدرو (أورثو) الفوسفات
ح 4 ص 2 يا 7	ثنائي الفوسفور (بيروفوسفوريك)	ص 2 يا 7 4-	أيون بيروفوسفات, بيروفوسفات
هبو 2	الفوسفور	ص.ب. 2 -	أيون الفوسفيت,
ح 2 شركة 3	فحم	شركة 3 2- HCO 3 -	أيون الكربونات كربونات, أيون بيكربونات، بيكربونات
ح 2 شافي 3	ميتاسيليكون	شافي 3 2- هسيو 3 -	أيون ميتاسيليكات, ميتاسيليكات, أيون هيدروميتاسيليكات, هيدروميتاسيكات
ح 4 شافي 4	orthosilicon	شافي 4 4- ح 3 شافي 4 - ح 2 شافي 4 2- هسيو 4 3-	أيون أورثوسيليكات. أورثوسيليكات, ثلاثي هيدرو (أورثو) سيليكات أيون، ثلاثي هيدرو (أورثو) سيليكات، ثنائي هيدرو (أورثو) سيليكات أيون ثنائي هيدرو (أورثو) سيليكات، أيون هيدروأرثوسيليكات، هيدروأورثوسيليكات
ح 2 الكروم O 4	كروم	الكروم O 4 -	أيون الكرومات
ح 2 سجل تجاري 2 يا 7	اثنين من الكروم	سجل تجاري 2 يا 7 2-	أيون ثنائي كرومات, ثنائي كرومات
حمض الهيدروكلوريكعن	هيبوكلوروس	ClO -	أيون هيبوكلوريت, هيبوكلوريت
حمض الهيدروكلوريك 2	كلوريد	ClO 2 -	أيون الكلوريت، الكلوريت
حمض الهيدروكلوريك 3	هيبوكلوروس	ClO 3 -	أيون كلورات، كلورات
حمض الهيدروكلوريك 4		ClO 4 -	أيون بيركلورات، بيركلورات

سيتم مناقشة الأملاح المائية وأسماء بقاياها الحمضية في قسم "الأملاح". قواعد تسمية الأحماض المحتوية على الأكسجين ومخلفات الأحماض (باستثناء تلك التي لها أسماء تافهة أو التي يجب تسميتها بالتسميات المنهجية) هي كما يلي:

أعلى س. يا. العنصر (يساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري) - جذر الاسم الروسي للعنصر + النهاية " أأنا" أو "س أأنا"

ن

مع. يا. - حالة الأكسدة

عنوان

تحتوي على الأكسجين

الأحماض

لذا. عنصر< max – корень русского названия элемента +

النهاية " وقطيع" أو "س وقطيع"

أعلى مستوى العنصر - جذر الاسم اللاتيني للعنصر +

اسم لاحقة " أتي"

حمضية

بقية

لذا. عنصر< max – латинское название элемента + суффикс «وتي"

بمعرفة القواعد المذكورة أعلاه، من السهل استخلاص الصيغ الحمضية للعناصر المختلفة (مع مراعاة موقعها في الجدول الدوري) وتسميتها. على سبيل المثال، المعدن Sn هو القصدير (1V gr.)، والاسم اللاتيني هو stannum ("stannum"):

ماكس سو. = +4 دقيقة لذا = +2

أكاسيد: SnO 2 SnO

أمفوت. أمفوت.

+ح 2 عن +ح 2 عن

ح 2 سنو 3 ح 2 سنو 2

القصدير و اناحمض القصدير مرهقحامض

سنو 3 2- سنو 2 2-

ستان في- أيون، ستان هو - هي-وهو،

نا 2 سنو 3 – ستانيت نا نا 2 سنو 2 – ستانيت نا

تتوافق أكاسيد بعض العناصر مع حمضين: ميتا- و حمض العظام، فهي تختلف رسميًا بجزيء واحد من H2O.

اشتقاق الصيغة الأحماض الفوقية والأورثو(إذا كانت موجودة لعنصر معين): مع الإضافة الرسمية لجزيء واحد من H 2 O إلى الأكسيد، نحصل على صيغة الحمض الفوقي إضافة لاحقة لجزيء آخر من الماء إلى صيغة الفوقية؛ يسمح لنا الحمض باستخلاص صيغة حمض الأورثو. على سبيل المثال، دعونا نشتق صيغة الأحماض الفوقية والأورثو المقابلة لأكسيد P(V):

+ ح 2 يا + ح 2 يا

H 2 P 2 O 6  HPO 3 - حمض الميتافوسفوريك H 3 PO 4 - حمض الأرثوفوسفوريك

لنعطي مثالا على مشكلة عكسية: قم بتسمية الأملاح NaBO 2 و K 3 BO 3. حالة أكسدة ذرة البورون في هذه الأملاح هي +3 (راجع الحساب)، وبالتالي تتشكل الأملاح من الأكسيد الحمضي B 2 O 3. إذا كانت حالات أكسدة البورون متماثلة في كلا الأملاح، ولكن أنواع المخلفات الحمضية مختلفة، فهذه أملاح حمض الميتا والأورثوبوريك. دعونا نشتق صيغ هذه الأحماض:

ب 2 أو 3 إتش بي أو 2

+ ن 2 عن + ن 2 عن

HBO 2 - حمض الميتابوريك، H 3 BO 3 - حمض الأرثوبوريك،

الأملاح – مستقلبات الأملاح – الأرثوبورات

أسماء الأملاح: NaBO 2 – مستقلبات الصوديوم؛ Na 3 BO 3 - أورثوبورات الصوديوم.