Какви кислородсъдържащи киселини могат да се образуват от азота. Азот и неговите съединения. Промишлено производство на азотна киселина и нитрати

Структура и химични свойства на кислород-съдържащите азотни съединения.

Азотен оксид (аз) н2 О- смехотворен газ.Безцветен газ със сладникав вкус. Не реагира химически с вода. Химически неактивен. Нито с вода, нито с киселини, нито с алкали, нито с халогени, нито с озон не реагира.

При повишени температури се разлага: 2N2O = 2 N2 + O2 При повишени температури е силен окислител.

Окислява Me P, C, S. Ni + N2O = NiO + N2 .N2O + Cu = CuО + N2

При запалване на смес от азотен оксид (I) и амоняк се получава експлозия 3N2O + 2NH3 = 4N2 + 3H2O

2NO + O2 = 2NO2-втори етап азотна киселина

Когато взаимодейства със силни окислители, N2O може да прояви свойствата на редуциращ агент: 5N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 = 5Mn (NO3) 2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O

Азотен оксид (II) НЕ- безцветен газтипичен редуктор. Единственият газ, който може да се получи при 3000C, е N2 + O2 = 2NO Не образува киселина. Не реагира с вода

При температури над 1000 С се разлага: NO = N2 + O2

Характерни са и реакциите на присъединяване на NO, в тази реакция NO проявява свойствата на редуциращ агент с образуването на нитрозил хлорид: 2NO + Cl2 = 2NOCl

В присъствието на по-силни редуциращи агенти NO проявява окислителни свойства: 2NO + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O 2NO + 2CO = N2 + CO2

В същото време смес от равни обеми NO и H2 експлодира при нагряване: 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

азотен оксид (3)н2 О3 нестабилен, съществува само при ниска T. Ярко синьо. При 0С се разлага: N2O3 = NO + NO2 N2O3 + H2O = 2HNO3 N2O3 + 2KOH = 2KNO2 + H2O

азотен оксид (4)НЕ2 - кафяв газ или N2O4 - безцветен. NO2 (пробиване при топлина) = N2O4 (при охлаждане)

Реагира с вода: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO, Na2O4 + H2O = HNO3 + HNO2.

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3-3 етапът на производство на азотна киселина проявява свойствата на редуциращ агент

Когато NO2 се разтваря в алкали, се образуват както нитрати, така и нитрити: 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O

Течният NO2 се използва за получаване на безводни нитрати: Zn + 2N2O4 = Zn (NO3) 2 + 2NO

взаимодейства с неметали (в него горят фосфор, сяра и въглерод). В тези реакции NO2 е окислител: 2NO2 + C = CO2 + 2NO, 2NO2 + 4HCl = NOCl + H2O + Cl2

Азотен оксид (V) н2 О5 летлив, хигроскопичен, безцветен нестабилен.

Вече при стайна температура постепенно се разлага: N2O5 = NO2 + O2

Много силен окислител: N2O5 + I2 = I2O5 + N2. много органична материязапали при контакт с него.

При разтваряне във вода се образува азотна киселина: N2O5 + H2O = HNO3

Разтваря се в алкали с образуването на нитрати: N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

оксо киселини:

Азотна киселинаHNO2

Той принадлежи към групата на слабите киселини и е известен само в силно разредени водни разтвори.

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

3 HNO2↔HNO3 + 2 NO + H2O

Когато разтворът е концентриран или когато се нагрява, той се разлага: 2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Показва редокс двойственост. Под действието на редуциращи агенти се редуцира, а при реакции с окислители се окислява до HNO3: HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl
2HNO2 + 2KI + H2SO4 = 2NO + I2 + K2SO4 + 2H2O

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

Склонни към реакции на диспропорциониране: 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Азотна киселинаHNO3 разлага се под въздействието на светлината: HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

принадлежи към най-мощните киселини.

Азотната киселина действа върху почти всички метали (без злато, платина, тантал, родий, иридий), превръщайки ги в нитрати, а някои метали в оксиди.

Cu + HNO3 (конц) = Cu (NO3) 2 + NO2 + H2O. Cu + HNO3 (разреден) = Cu (NO3) 2 + NO + H2O

Mg + HNO3 (разреден) = Mg (NO3) 2 + N2O + H2O. Zn + HNO3 (много малък) = Zn (NO3) 2 + NH4NO3 + H2O

основни характеристики w Както всеки неметален, азотните форми кислородни киселини w В киселини степента на окисление на азотния атом съвпада със степента на окисление в съответния оксид w Специфично свойство - образува киселина, чийто анхидрид трябва формално да се счита за несолеобразуващ оксид

Молекулна структура w N + 1 - няма анхидрид, формално - N 2 O, реално - не образуваща сол w Вещество съществува, има инфрачервен спектър w Формула - H 2 N 2 O 2 w Молекулна структура: HO - N = N - OH Кои електрони участват в образованието химически връзки? Каква е стойността на валентността и степента на окисление за всеки азотен атом?

Физически свойства w Н 2 N 2 О 2 - бяло вещество, кристализира под формата на листа w Лесно се разтваря във вода, алкохол, етер w В чист вид се получава чрез реакцията: Н NO 2 + NH 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О w Устойчив в разтвори

Химични свойства w Слаба киселина, 1000 пъти по-слаба от азотната w Разлага се с експлозия: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, обратният процес е невъзможен w Сол Ag 2 N 2 O 2 неразтворима във вода, жълта утайка Н 2 N 2 О 2 + 2 Ag NO 3 = Ag 2 N 2 O 2 + 2 НNO 3 Ag 2 N 2 O 2 + НCl = Ag. Cl + Н 2 N 2 О 2 w Няма окислителни свойства w Проявяват се редуциращи свойства: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3 О 2 = 2 Н NO 2 + 2 Н NO 3

Молекулна структура w w N + 3, анхидрид - N 2 О 3 Съществува в газова фаза и в разтвор Формула - Н NO 2 Структурата на молекулата може да бъде представена от два вида: О Н – О – N = О Н – N О

Физични свойства w H NO 2 - газообразно вещество, стабилен в разтвори w Лесно се разтваря във вода, поддържайки равновесие: NO + NO 2 + H 2 O = 2 H NO 2 w В чиста форма се получава чрез реакцията: Ba (NO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2H NO2 + Ba. ТАКА 4

Химични свойства w Слаба киселина, малко по-силна от оцетната киселина w Разлага се при нагряване: 3 H NO 2 = H NO 3 + 2 NO + H 2 O, не се образува анхидрид w Солите са нитрити, стабилни, имат практическа употреба, двойни свойства, като киселина w Окислителни свойства: 2 H NO 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 NO + K 2 SO 4 + I 2 + 2 H 2 O w Редуциращи свойства: 5 H NO 2 + KMn. О 4+ 3 H 2 SO 4 = 5 H NO 3 + 2 Mn. SO4 + K2SO4 + 3H2O

Молекулна структура w w N + 5, анхидрид - N 2 О 5 Съществува в течна фаза и разтвор Формула - Н NO 3 Структурата на молекулата може да бъде представена: О Н – О – N О

XIV век, Гебер "Вземете един фунт кипърски витриол, един и половина фунта селитра и четвърт фунт стипца, дестилирайте всичко и ще получите течност, която има висок ефект на разтваряне" Азотна киселина

Физични свойства w Н NO 3 - безцветна, подобна на вода течност с остър мирис w Алко абсорбирана от вода, смесваща се във всякакви съотношения w В чиста форма се получава при охлаждане до - 41, 50 С, безцветни кристали w При 840 С кипи, отделяйки NO 2

Химични свойства w Трябва да се разглежда в четири аспекта: 1. В разтвори се държи като киселина с всички вещества с изключение на метали 2. В концентриран - силен окислител 3. С метали се държи като окислител във всяка концентрация 4. Експонати свойствата на основата

Химични свойства w 1. H NO 3 - киселина Променя цвета на индикаторите: лакмус метил оранжев 2. Реагира с метални оксиди с образуване на сол и вода 3. Реагира с основи за образуване на сол и вода 4. В присъствието на концентрирана сярна киселина и мед, отделя се NO 2 - доказателство за азотна киселина

Химични свойства Киселина H NO 3 конц. H NO 3 раздел. Алкални и алкалоземни метали Тежки метали Забележка N 2 O NO 2 Не реагира на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta Nb NO 2 С Fe и Sn дава NH 3 (NH 4 NO 3)

Химични свойства w H NO 3 - окислител 1. Окислява неметалите до киселини: 2 H NO 3 + S = 2 NO + H 2 SO 4 2. В смес със солна киселина образува силно окислителна среда: Au + HNO 3 + 3 HCl = Au. Cl 3 + NO + 2 H 2 O HCl + Au. Cl 3 = H HNO 3 + 3 HCl = Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl 2 NOCl = 2 NO + Cl 2

Химични свойства w Н NO 3 - основа (!), HO - NO 2 + 2 НCl. О 4 = Н 3 О + + NO 2+ + 2 Cl. О 4 HO - NO 2 + 2 HF = Н 3 О + + NO 2+ + 2 FNO - NO 2 + 2 H 2 SO 4 = Н 3 О + + NO 2+ + 2 HSO 4 -

Нитрати w Всички са разтворими във вода w Определя се с разтвор на дифениламин ( син цвят) w Нитратите на леките метали се разлагат при нагряване с отделяне на кислород: K NO 3 = K NO 2 + O 2 w Нитратите на тежките метали се разлагат при нагряване с отделяне на кислород и NO 2: 2 Cu (NO 3) 2 = 2 Cu. O + NO 2 + O 2 w Най-малко нитрати активни металиразлага се до свободен метал: 2 Ag. NO 3 = 2 Ag + NO 2 + O 2

Получаване на азотна киселина Каталитично окисление на амоняк 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

Азотна киселина Азотна киселина Азотна киселина и нейните соли

Слайд 2: Обща характеристика

Като всеки неметал, азотът образува кислород-съдържащи киселини В киселините степента на окисление на азотния атом съвпада със степента на окисление в съответния оксид Специфично свойство - образува киселина, чийто анхидрид трябва формално да се счита за несол -образуващ оксид

Слайд 3: Азотна киселина

Слайд 4: Структура на молекулата

N +1 - няма анхидрид, формално - N 2 O, реално - несолеобразуващо вещество съществува, има инфрачервен спектър Формула - Н 2 N 2 О 2 Молекулна структура: HO - N = N - OH Какви са електроните участва в образуването на химични връзки? Каква е стойността на валентността и степента на окисление за всеки азотен атом?

Слайд 5: Физически свойства

Н 2 N 2 О 2 - бяло вещество, кристализира под формата на листа Лесно се разтваря във вода, алкохол, етер В чист вид се получава чрез реакцията: Н N О 2 + N Н 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О Стабилен в разтвори

Слайд 6: Химични свойства

Слаба киселина, 1000 пъти по-слаба от азотната киселина Разлага се с експлозия: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, обратният процес е невъзможен Сол Ag 2 N 2 O 2 неразтворим във вода, жълта утайка Н 2 N 2 О 2 + 2 Ag NO 3 = Ag 2 N 2 O 2 + 2Н NO 3 Ag 2 N 2 O 2 + Н Cl = AgCl + Н 2 N 2 О 2 Няма окислителни свойства Проявяват се редукционни свойства: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3О 2 = 2H N O 2 + 2H N O 3

Слайд 7: Азотна киселина

Структура на молекулата Физични свойства Химични свойства

Слайд 8: Структура на молекулата

N +3, анхидрид - N 2 О 3 Съществува в газова фаза и в разтвор Формула - Н N О 2 Структурата на молекулата може да бъде представена от два вида: О Н - О - N = О Н - N О

Слайд 9: Физически свойства

Н N О 2 - газообразно вещество, стабилно в разтвори Лесно се разтваря във вода, поддържайки равновесие: N О + N О 2 + Н 2 О = 2Н N О 2 В чист вид се получава при реакцията: Ва (N О 2) 2 + Н 2 S О 4 = 2Н N О 2 + Ba S О 4

10

Слайд 10: Химични свойства

Слаба киселина, малко по-силна от оцетната киселина Разлага се при нагряване: 3Н N О 2 = Н N О 3 + 2 N О + Н 2 О, не се образува анхидрид Соли - нитрити, стабилни, имат практическо приложение, двойни свойства, като киселина Окисляващи свойства: 2Н N О 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 N О + K 2 SO 4 + I 2 + 2Н 2 О Редуциращи свойства: 5Н N О 2 + К Mn О 4 + 3 H 2 SO 4 = 5Н N О 3 + 2 MnSO 4 + К 2 SO 4 + 3Н 2 О

11

Слайд 11: Азотна киселина

Структура на молекулата Физични свойства Химични свойства Нитрати

12

Слайд 12: Структура на молекулата

N +5, анхидрид - N 2 О 5 Съществува в течна фаза и разтвор Формула - Н N О 3 Структурата на молекулата може да бъде представена: О Н - О - N О

13

Слайд 13: XIV век, Гебер

„Вземете половин килограм кипърски витриол, половин килограм селитра и четвърт килограм стипца, дестилирайте всичко и получавате течност, която има висок разтварящ ефект“ Силна водка „Сума от съвършенства“ - aqua fortis aqua regis азотна киселина

14

Слайд 14: Физически свойства

Н N О 3 - безцветна, подобна на вода течност с остър мирис Лако абсорбирана от вода, смесваща се във всякакви съотношения В чиста форма, получена при охлаждане до -41,5 0 С, безцветни кристали При 84 0 С кипи, отделяйки N О 2

15

Слайд 15: Химични свойства

Трябва да се разглежда в четири аспекта: 1. В разтвори се държи като киселина с всички вещества с изключение на метали 2. В концентриран - силен окислител 3. С метали се държи като окислител във всяка концентрация 4. Проявява свойствата на база

16

Слайд 16: Химични свойства

HNO 3 - киселина Променя цвета на индикаторите: лакмус метил оранжев 2. Реагира с метални оксиди с образуване на сол и вода 3. Реагира с основи за образуване на сол и вода 4. В присъствието на концентрирана сярна киселина и мед се отделя NO 2 - доказателство за наличието на азотна киселина

17

Слайд 17: Химични свойства

Киселина Алкални и алкалоземни метали Тежки метали Забележка Н N О 3 конц. N 2 О N О 2 Не реагира на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta Nb Н N О 3 разл. N H 3 (N H 4 N O 3) N O 2 C Fe и Sn дава NH 3 (N H 4 N O 3)

Амонякът е ковалентно съединение, съставено от пирамидални молекули (вижте раздел 2.2). Има задушлива миризма и при нормални условия е безцветен газ, чиято плътност е по-малка от тази на въздуха.

За производството на амоняк в лабораторни условия обикновено се нагрява смес от амониев хлорид и калциев хидроксид, което води до реакцията

Полученият по този начин амоняк първо се изсушава чрез преминаване през калциев оксид и след това се събира в обърнат съд.

Молекулата на амоняка има самотна двойка електрони върху азотен атом и следователно е в състояние да я социализира с всяка електрон-акцепторна частица, образувайки координационна (донорно-акцепторна) връзка с нея. По този начин амонякът има свойствата на база на Люис. например

Тази реакция се използва за провеждане на един от аналитичните тестове за амоняк. Когато амонякът се смеси с газообразен хлороводород, се образува бял "дим" от амониев хлорид:

Амонякът има най-висока разтворимост във вода от всички газове. В неговия воден разтвор се установява следното равновесие:

Воден разтвор на амоняк понякога се нарича разтвор на амониев хидроксид. Твърдият амониев хидроксид обаче не може да бъде изолиран. Разтворът съдържа частици и от четирите типа, посочени в уравнението на равновесието. Молекулите на амоняка в този разтвор са свързани водородни връзкис водни молекули. В допълнение, амонякът действа като основа на Луис, свързвайки протон от водните молекули, за да образува амониев йон. Следователно разтворът на амоняк има слаби алкални свойства. Той има .

Добавяне амонячен разтвордо разтвори на метални соли води до

утаяване на неразтворими метални хидроксиди. например

Хидроксидите на някои метали се разтварят в излишно количество амонячен разтвор, образувайки сложни аниони, напр.

Амонякът има свойствата на редуциращ агент, както може да се види от реакциите му с хлор и нагрети метални оксиди:

Амонякът не гори във въздуха, а гори в чист кислород с бледо жълто-зелен пламък:

В присъствието на нагрят платинен катализатор вместо това протича следната реакция:

Тази реакция се използва за промишленото производство на азотна киселина в процеса на Оствалд (виж по-долу).

Амонякът се втечнява лесно при охлаждане и налягане. Течният амоняк има свойства, които имат много общо с тези на водата. Молекулите в течния амоняк са свързани с водородни връзки и следователно неговата точка на кипене е по-висока, отколкото може да се очаква (вижте глава 2). И амонякът, и водата са лоши проводници на електрически ток, но отлични йонизиращи разтворители.

Натрият, калий, барий и калций се разтварят в амоняк, образувайки разтвори с характерен син цвят. Тези метали могат да бъдат извлечени от разтвора на амоняк чрез изпаряването му. Въпреки това, при продължително съхранение на тези разтвори, те постепенно се обезцветяват поради образуването на амиди на съответните метали в тях, например металните амиди имат йонна структура:

Амониеви соли. Амонякът и неговите водни разтвори лесно реагират с киселини, за да образуват амониеви соли. Тези соли са йонни по природа и съдържат амониев йон. Като правило те се разтварят във вода и се подлагат на хидролиза, за да образуват слабо киселинни разтвори:

Всички амониеви соли са термично нестабилни. Амониеви халогениди сублимират (сублимират) при нагряване:

Амониеви соли на кислород-съдържащи киселини (оксокиселини) се разлагат при нагряване, образувайки азотен или двуазотен оксид:

И трите от тези реакции могат да възникнат с експлозия, а последната от тях дори се нарича „вулканична реакция“.

Азотни оксиди

Азотът образува шест оксида (Таблица 15.12), в които проявява окислителни състояния от до е димер по-долу). Всички останали оксиди са доста стабилни, с изключение на които лесно се разлагат на NO и

Всички азотни оксиди принадлежат към ендотермични съединения (вж. Глава 5).

Таблица 15.12. Азотни оксиди

Диазотен оксид Други имена на това съединение са азотен оксид, газ за смях. Последното име се дължи на факта, че вдишването в малки дози предизвиква конвулсивен смях. намери приложение като анестетик. За лабораторно и промишлено производство може да се използва внимателно контролирано термично разлагане на амониев нитрат:

Тъй като тази реакция може да бъде експлозивна, амониевият нитрат се получава най-добре директно на мястото на употреба. За тази цел се нагрява смес от натриев нитрат и амониев сулфат. Това води до образуването на амониев нитрат, който се разлага със същата скорост, с която се произвежда.

Молекулата има електронна структура, която се разглежда като резонансен хибрид от две асиметрични форми с линейна структура:

Има сладникава миризма и се разтваря много лесно във вода, образувайки неутрален разтвор... Той има окисляващи свойства и може да поддържа изгарянето на, например, въглерод, сяра и фосфор:

Азотен монооксид NO. Друго име на това съединение е азотен оксид. В лабораторни и промишлени условия се получава чрез действието на воден разтвор на азотна киселина върху мед:

Образува се по време на мълниеносни разряди в атмосферата, както и при преминаване на електрически разряд през газообразна смес от азот и кислород:

В допълнение, NO се образува като междинен продукт при каталитичното окисление на амоняка в процеса на Оствалд, използван за производство на азотна киселина.

Електронната структура на молекулата NO се разглежда като резонансен хибрид на следните две форми:

Имайте предвид, че и двете резонансни форми имат несдвоен електрон. Това обяснява парамагнитните свойства на азотния оксид (вижте предишната глава).

При нормални условия азотният монооксид е безцветен газ, който е практически неразтворим във вода. В твърдо и течни състояния NO има тенденция да се димеризира, за да образува, който притежава редуциращи свойстваи става кафяв в присъствието на въздух поради образуването на азотен диоксид:

Комбинирайки се с железен (II) сулфат, NO образува кафяв комплекс Образуването на този комплекс се използва в аналитичния тест за пръстен с кафяв нитрат (виж фиг. 15.18).

Азотен диоксид Азотният диоксид се получава при лабораторни условия чрез нагряване на оловен (II) нитрат (виж гл. 6):

Обикновено той също съществува в равновесие със своя димер. 7.1):

Има бледо жълт цвят, кафяв. Когато този газ се охлади, настъпва кондензация с образуването на зелена течност.

Електронната структура на молекулата се разглежда като резонансен хибрид от две форми с извита структура:

По време на димеризацията несдвоените електрони на всяка от двете молекули се социализират, образувайки слаба връзка. електронна структураможе да се разглежда като резонансен хибрид от две плоскоструктурирани форми:

Азотният диоксид е силно токсичен газ. Разтваря се във вода за образуване на азотна и азотна киселини:

Този газ променя синия цвят на лакмусовата хартия в червен, което се различава от брома, който също е кафяв газ, но обезцветява лакмусовата хартия.

При нагряване се разлага с образуване на азотен оксид:

Замърсяване на околната среда с азотни оксиди

Азотните оксиди се считат за основни замърсители на въздуха. Те се отделят във въздуха при изгарянето на различни горива – изкопаеми горива. Такова замърсяване на въздуха се причинява от топлоелектрически централи, петролни рафинерии, промишлени димни газове и отработени газове от моторни превозни средства. Азотните оксиди (всички те заедно се означават с обща формула) могат да причинят два вида замърсяване заобикаляща среда.

Първо, те се разтварят във вода, за да образуват азотна и азотна киселина. Тези киселини са вторични замърсители и заедно със сярната и сярната киселини водят до киселинни дъждове (вижте раздел 12.2).

Второ, азотните оксиди могат да се комбинират с въглеводороди, което води до фотохимичен смог. Въглеводородите също навлизат в атмосферата в резултат на изгаряне на изкопаеми горива и следователно са основните замърсители. Фотохимичният смог е резултат от сложна последователност от реакции, включващи радикали (вж. Глава 17). Първият етап от този сложен процес изисква наличието на ултравиолетова слънчева радиация. Такова излъчване предизвиква следната фотохимична реакция:

Ориз. 15.16. Образуване на фотохимичен смог.

След това кислородният радикал реагира с кислородни молекули, за да образува молекули Шона:

Озонът е токсичен както за животните, така и за растенията. Той е вторичен замърсител на въздуха. Ако в него няма въглеводороди, озонът се комбинира с азотен оксид, което води до образуването на азотен диоксид отново:

Така в посочения „затворен цикъл“ съдържанието на азотен диоксид в атмосферата се поддържа на същото ниво.

Въпреки това, при наличието на въглеводороди в атмосферата, този цикъл се нарушава. Озонът, който е една от частите на този цикъл, реагира с ненаситени въглеводороди, в резултат на което се образуват органични радикали, напр.

Тези радикали се комбинират с азотни оксиди, което води до образуването на алдехиди и нитрати органични съединенияот следния тип:

Ориз. 15.17. Атмосферни условия, благоприятни за образуване на фотохимичен смог, а - липса на инверсионен слой, b - наличие на инверсионен слой.

Заедно с озона, тези съединения са вторични атмосферни замърсители, които водят до фотохимичен смог (Фигура 15.16).

В много градове по света този проблем се усложнява от образуването на т. нар. инверсионен слой в атмосферата (фиг. 15.17). Това е слой от нагрят въздух, който се намира над града и не позволява на долния слой по-студен въздух да излезе. Този нагрят слой обикновено е без влага и има максимална прозрачност за слънчевата радиация. Резултатът е натрупване на вторични замърсители, уловени в долния въздушен слой. Фотохимичният смог, който се появява при такива условия, често може да се наблюдава като мъгла, надвиснала над града в горещо време. Тази мъгла се причинява от частици смог.

Азотна киселина и нитрити

Воден разтвор на азотна киселина може да се получи в лабораторни условия чрез добавяне на разреден солна киселинакъм студено разреден разтвор на натриев нитрит:

(Разтвор на азотна киселина е син на цвят.) Натриевият нитрит може да се получи чрез силно нагряване на натриев нитрат; по-добре е тази реакция да се случи в присъствието на някакъв вид редуциращ агент, например олово:

Натриевият нитрит се извлича от получената смес чрез разтваряне във вода.

Азотната киселина е слаба и нестабилна. При стайна температура той е непропорционален на азотната киселина и азотния монооксид:

Разтворите на азотна киселина и киселинни нитрити са окислители, но в присъствието на по-силни окислители, като подкиселен калий, те се държат като редуциращи агенти. Подкиселените разтвори на натриев нитрит са от особено значение при органична химия, където се използват за получаване на диазониеви соли (виж гл. 19).

Азотна киселина и нитрати

Чистата азотна киселина е безцветна течност, димяща във въздуха. За да се получи при лабораторни условия, натриевият нитрат или калиевият нитрат се нагрява с концентрирана сярна киселина:

Продуктът от тази реакция обикновено има жълт цвят поради наличието на разтворен азотен диоксид в него, който се образува в резултат на термичното разлагане на азотната киселина:

Воден разтвор на азотна киселина има типични свойства силна киселина... Например, той реагира с основи, за да образува нитрати и с карбонати, за да образува въглероден диоксид.

Разредената и концентрирана азотна киселина са окислители. Концентрираната азотна киселина окислява неметали като въглерод и сяра:

Реакциите на азотната киселина с металите протичат по различни начини. Калцият и магнезият реагират с много разредена азотна киселина, измествайки водорода от нея. Цинкът редуцира разредената азотна киселина до образуване на азотен оксид. Въпреки това, за повечето метали реакцията с разредена азотна киселина и образуването на азотен монооксид и реакцията с концентрирана

азотна киселина, което води до образуването на азотен диоксид. Да вземем за пример медта.

Йодидните йони се окисляват с азотна киселина до йод:

Сероводородът и други неорганични ковалентни съединения също се окисляват с азотна киселина:

В органичната химия азотната киселина се използва като нитриращ реагент. За тази цел се използва смес от концентрирана азотна и сярна киселини.

нитрати. За получаване на нитрати на различни метали могат да се използват реакциите на азотната киселина със съответните метали, техните оксиди, хидриди или карбонати. Аналитичното откриване на нитрати се извършва с помощта на проба с кафяв пръстен (Фигура 15.18).

Тест за пръстен с кафяв нитрат. Тестваното вещество се разтваря във вода и се излива в разтвор на сулфат. След това внимателно, на капки, концентрирана сярна киселина се добавя към епруветката със смес от тези разтвори, така че да тече по стените на епруветката и два слоя ще се образува течност (фиг. 15.18). Ако изпитваното вещество съдържа нитрат, то реагира със сярна киселина, за да образува азотна киселина. Азотната киселина от своя страна реагира с железен (II) сулфат, за да образува комплекс. Това води до кафяв пръстен между двата слоя течност в епруветката и по този начин показва наличието на нитрат в изследваното вещество.

Всички неорганични нитрати са водоразтворими и термично нестабилни. Металните нитрати се разлагат, за да образуват нитрит, оксид или свободен метал, в зависимост от позицията на конкретен метал в електрохимичната серия:

При нагряване амониевият нитрат образува азотен оксид и вода:

Ориз. 15.18. Тест за пръстен с кафяв нитрат.

Промишлено производство на азотна киселина и нитрати

Индустриално производствоазотната киселина се основава на процеса на Оствалд. Този процес има три етапа.

1. Каталитично окисление на амоняк

Амонякът, получен чрез процеса на Хабер (виж раздел 7.2), се смесва с въздух и бързо преминава върху повърхността на платинено-родиев катализатор, нагрят до температура от 900 ° C, което води до реакцията

Тази реакция е толкова екзотермична, че поддържа температура от 900 ° C.

2. Получаване на азотен диоксид

Получените в 1-вия етап газове се охлаждат и се смесват с въздух. Това води до окисляване на азотния монооксид до азотен диоксид:

3. Получаване на разредена азотна киселина

Азотният диоксид, получен на 2-ри етап, се изпраща в стоманена абсорбционна кула, където се подава към водните струи. Тук се случва реакцията

Азотният монооксид се рециклира във втория етап. Така получената азотна киселина е с концентрация около 50%. Чрез дестилация от него се получава 68% азотна киселина (азеотропна смес, която не може да бъде допълнително концентрирана чрез дестилация).

Приблизително 80% от цялата азотна киселина, получена по този начин, се неутрализира в излишък от воден разтвор на амоняк, за да се получи амониев нитрат:

Амониевият нитрат се използва като тор (виж по-горе).

Кислородните киселини също принадлежат към хидроксиди... Това са електролити, които при дисоциация във водни разтвори от положително заредени йони образуват само водородни йони H +, или по-точно хидрониеви йони H 3 O + - хидратиран водороден йон. По-общо определение: киселинаТова са вещества, които са донори на H+ протони. В зависимост от количеството на водородните катиони, образувани по време на дисоциацията на киселина, киселините също се класифицират като основи, според тяхната основност. Има едно-, дву-, три- и тетраосновни киселини. Например азотна киселина HNO 3, азотна киселина HNO 2 - едноосновни киселини, въглеродна киселина H 2 CO 3, сярна киселина H 2 SO 4 са двуосновни киселини, фосфорната киселина H 3 PO 4 е триосновна киселина, а ортосилициевата киселина H 4 SiO 4 е тетраосновна киселина.

Номенклатура на кислородни киселини: На международна систематична номенклатураимената на кислород-съдържащи киселини се образуват, както беше посочено по-рано, като се вземе предвид аниона, който е част от киселината. Например:

H 3 PO 4 - трихидроген тетраоксофосфат (V) или трихидроген ортофосфат

H 2 CO 3 - дихидроген триоксокарбонат (IV)

HNO 3 - водороден триоксонитрат (V)

H 2 SiO 3 - дихидроген триоксосиликат (IV) или дихидроген метасиликат

H 2 SO 4 - дихидроген тетраоксосулфат (VI) (броят на водородните атоми в киселини може да бъде пропуснат)

Според систематичната номенклатура наименованията на киселините се използват рядко, най-често се използват традиционно установени наименования, които се образуват от Руско име на елемента (руска номенклатура)според определени правила (виж таблицата). Таблицата съдържа списък на кислород-съдържащи киселини, чиито соли са най-разпространени в природата. Моля, имайте предвид, че заглавието киселинен остатъкопределя името на солта и го изгражда най-често според полусистематично (международен) номенклатураот латинското име на елемента. В тази връзка е необходимо да се припомнят латинските имена на елементите, които се срещат най-често в киселини, например N - азот, в руската транскрипция на латинското име звучи като [азот], C - въглерод - [карбон] , S - сяра - [сяра], Si- силиций - [силиций], калай - [stannum], олово - [plumbum], арсен - [arsenicum] и др. Таблицата показва общите правила, според които повечето от неорганичните кислород-съдържащи киселини на други елементи, техните киселинни остатъци и соли могат да бъдат назовани.

Таблица на най-често срещаните кислородни киселини

Формула киселина	Име на киселина на руски номенклатура	киселина остатък	Име на киселинен остатък и сол
		ТАКА 4 2- Hso 4 -	сулфатен йон, сулфати, водороден сулфат йон, хидросулфати
Х 2 ТАКА 3	сярна	ТАКА 3 2- Hso 4 -	сулфитен йон, сулфити, хидросулфитен йон, хидросулфити
HNO 3		НЕ 3 -	нитратен йон;
HNO 2	азотни	НЕ 2 -	нитритен йон,
HPO 3	метафосфорен	ПО 3 -	метафосфат йон, метафосфати
Х 3 ПО 4	ортофосфорна	ПО 4 3- Х 2 ПО 4 - HPO 4 2	ортофосфат йон, ортофосфати, дихидро (орто) фосфат йон, дихидро (орто) фосфати, хидро (орто) фосфат йон, хидро (орто) фосфати
Х 4 П 2 О 7	бифосфорен (пирофосфорен)	П 2 О 7 4-	пирофосфат йон, пирофосфати
HPO 2	фосфор	ПО 2 -	фосфитен йон,
Х 2 CO 3	въглища	CO 3 2- HCO 3 -	карбонатен йон, карбонати, бикарбонатен йон, бикарбонати
Х 2 SiO 3	метасилиций	SiO 3 2- HSiO 3 -	метасиликатен йон, метасиликати, хидрометасиликатен йон, хидрометазикати
Х 4 SiO 4	ортосилиций	SiO 4 4- Х 3 SiO 4 - Х 2 SiO 4 2- HSiO 4 3-	ортосиликатен йон; ортосиликати, трихидро (орто) силикатен йон, трихидро (орто) силикати, дихидро (орто) силикатен йон дихидро (орто) силикати, хидроортосиликатен йон, хидроортосиликати
Х 2 CrO 4	хром	CrO 4 -	хроматен йон,
Х 2 кр 2 О 7	двухром	кр 2 О 7 2-	бихроматен йон, дихромати
HClО	хипохлорен	ClO -	хипохлоритен йон, хипохлорити
HClO 2	хлорид	ClO 2 -	хлоритен йон, хлорити
HClO 3	хлорна	ClO 3 -	хлоратен йон, хлорати
HClO 4		ClO 4 -	перхлоратен йон, перхлорати

Хидросолите и имената на техните киселинни остатъци ще бъдат разгледани в раздела "соли". Правилата за назоваване на кислород-съдържащи киселини и киселинни остатъци (с изключение на тези, които имат тривиални имена или трябва да се наричат ​​според систематичната номенклатура) са както следва:

по-високо с. О елемент (равен на номера на групата в периодична система) - коренът на руското име на елемента + окончанието " ааз "или" s аАз съм"

н

С. О - степен на окисление

заглавие

оксигениран

киселина

Така. елемент< max – корень русского названия элемента +

край " истадо "или" s истадо"

по-високо с.о. елемент - коренът на латинското име на елемента +

име наставка " аТ"

кисела

остатък

така. елемент< max – латинское название элемента + суффикс «иТ"

Познавайки горните правила, е лесно да се изведат киселинни формули за различни елементи (като се вземе предвид позицията в периодичната система) и да се назоват. Например метал Sn - калай (1V gr.) Латинско име - stannum ("stannum"):

Max s.o. = +4 мин. с.о. = +2

Оксиди: SnO 2 SnO

амфоти. амфоти.

+ H 2 О + H 2 О

H 2 SnO 3 H 2 SnO 2

калай и азкалаена киселина вярнокиселина

SnO 3 2- SnO 2 2-

стан в- йон, стан то-и той,

Na 2 SnO 3 - станат Na Na 2 SnO 2 - станит Na

Оксидите на някои елементи съответстват на две киселини: мета- и ортокиселина, формално те се различават с една молекула H2O.

Извличане на формула мета и ортокиселини(ако съществуват за даден елемент): с формалното добавяне на една молекула H2O към оксида, получаваме формулата на метакиселина, последващото добавяне на друга водна молекула към формулата на метакиселина ни позволява да изведем формулата на ортокиселината . Например, ние извеждаме формулата на мета и ортокиселина, съответстваща на оксида P (V):

+ Х 2 О + Х 2 О

H 2 P 2 O 6  HPO 3 - метафосфорна киселина H 3 PO 4 - ортофосфорна киселина

Нека дадем пример за обратната задача: назовете солите NaBO 2 и K 3 BO 3. Степента на окисление на борния атом в тези соли е +3 (проверете изчислението), следователно солите се образуват от киселинния оксид В 2 О 3. Ако и в двете соли степените на окисление на бора са еднакви и видовете киселинни остатъци са различни, то това са соли на мета- и ортоборна киселина. Нека изведем формулите на тези киселини:

В 2 О 3 НВО 2

+ н 2 О + н 2 О

HBO 2 - метаборна киселина, H 3 VO 3 - ортоборна киселина,

соли - сол метаборати - ортоборати

Имена на солта: NaBO 2 - натриев метаборат; Na 3 BO 3 - натриев ортоборат.