Какие кислородсодержащие кислоты могут быть образованы азотом. Азот и его соединения. Промышленное получение азотной кислоты и нитратов

Структура и химические свойства кислородсодержащих соединений азота.

Оксид азота (I ) N 2 O -веселящийся газ. Бесцветный газ со сладковатым вкусом. Химически с водой не реагирует. Химически малоактивен. Ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочью, ни с галогенами и ни с озоном не реагирует.

При повышенных температурах он разлагается:2N2O =2 N2 + O2 При повышенных температурах сильный окислитель.

Окисляет Ме Р,С,S. Ni+N2O=NiO+N2 .N2O + Cu = CuО + N2

При поджигании смеси оксида азота (I) и аммиака происходит взрыв 3N2O+2NH3=4N2+3H2O

2NO+O2=2NO2-вторая стадия азотной кислоты

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:5N2O+8KMnO4+7H2SO4=5Mn(NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7H2O

Оксид азота (II ) NO - бесцветный газ типичный восстановитель. Единственный газ, который может получиться при 3000С N2+O2=2NO Не образует кислоты. С водой не реагирует

При температурах выше 1000 С распадается: NO = N2 + O2

NO характерны также реакции присоединения, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя с образованием нитрозилхлорида :2NO+Cl2=2NOCl

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:2NO+2H2S=N2+2S+2H2O 2NO+2CO=N2+CO2

В то же время смесь равных объемов NO и H2 при нагревании взрывается: 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

Оксид азота(3) N 2 O 3 неустойчивый, существует только при низких Т. Ярко-синий. При 0С разлагается: N2O3=NO+NO2 N2O3+H2O=2HNO3 N2O3+2KOH=2KNO2+H2O

оксид азота(4) NO 2 -бурый газ или N2O4-бесцветный. NO2(бур при нагр)=N2O4(при охлажд)

Реагирует с водой:3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO, Na2O4+H2O=HNO3+HNO2.

4NO2+2H2O+O2=4HNO3-3 стадия получения азотной кислоты проявляет свойства восстановителя

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты , так и нитриты : 2NO2+2KOH=KNO3+KNO2+H2O

Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов :Zn+2N2O4=Zn(NO3)2+2NO

взаимодействует с неметаллами (фосфор , сера и углерод горят в нём). Вэтихреакциях NO2 - окислитель: 2NO2+C=CO2+2NO, 2NO2+4HCl=NOCl+H2O+Cl2

Оксид азота (V ) N 2 O 5 летуч, гигроскопичен, бесцветный неустойчив.

Уже при комнатной температуре постепенно разлагается: N2O5=NO2+O2

Очень сильный окислитель: N2O5+I2=I2O5+N2. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

При растворении в воде образуется азотн кис-та:N2O5+H2O=HNO3

Растворяется в щелочах с образованием нитратов :N2O5+2NaOH=2NaNO3+H2O

Оксокислоты:

Азотистая кислота HNO 2

Принадлежит к числу слабых кислот и известна только в сильно разбавленных водных растворах.

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

3 HNO2↔HNO3+ 2 NO + H2O

При концентрировании раствора или при его нагревании распадается:2HNO2=NO+NO2+H2O

Проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Под действием восстановителей она восстанавливается, а в реакциях с окислителями – окисляется до HNO3: HNO2+Cl2+H2O=HNO3+2HCl
2HNO2+2KI+H2SO4=2NO+I2+K2SO4+2H2O

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

Склонна к реакциям диспропорционирования: 3HNO2=HNO3+2NO+H2O

Азотная кислота HNO 3 уже под влиянием света разлагается: HNO3=4NO2+O2+2H2O

принадлежит к числу наиболее сильных кислот.

Азотная к-та действует почти на все металлы(искл. Золото, платина, тантал, родий, иридий),превращая их в нитраты, а некоторые металлы- в оксиды.

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

Mg+HNO3(разб)=Mg(NO3)2+N2O+H2O. Zn+HNO3(оченьразб)=Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O

Общая характеристика w Как любой неметалл, азот образует кислородсодержащие кислоты w В кислотах степень окисления атома азота совпадает со степенью окисления в соответствующем оксиде w Специфическое свойство – образует кислоту, ангидридом которой формально следовало бы считать несолеобразующий оксид

Строение молекулы w N+1 – нет ангидрида, формально – N 2 О, в действительности – несолеобразующий w Вещество существует, имеется инфракрасный спектр w Формула - Н 2 N 2 О 2 w Структура молекулы: НО – N = N – ОН Какие электроны принимают участие в образовании химических связей? Какое значение валентности и степени окисления приобретает каждый атом азота?

Физические свойства w Н 2 N 2 О 2 – белое вещество, кристаллизуется в виде листочков w Легко растворяется в воде, спирте, эфире w В чистом виде получается по реакции: Н NО 2 + NН 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О w Устойчива в растворах

Химические свойства w Слабая кислота, в 1000 раз слабее азотистой w Распадается со взрывом: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, обратный процесс невозможен w Соль Ag 2 N 2 O 2 нерастворима в воде, желтый осадок 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 Окислительные свойства отсутствуют w Восстановительные свойства проявляются: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3 О 2 = 2 Н NО 2 + 2 Н NО 3

Строение молекулы w w N+3, ангидрид – N 2 О 3 Существует в газовой фазе и растворе Формула - Н NО 2 Структура молекулы может быть представлена двумя типами: О Н–О–N=О Н–N О

Физические свойства w Н NО 2 – газообразное вещество, устойчива в растворах w Легко растворяется в воде, сохраняя равновесие: NО + NО 2 + Н 2 О = 2 Н NО 2 w В чистом виде получается по реакции: Ва(NО 2)2 + Н 2 SО 4 = 2 Н NО 2 + Ва. SО 4

Химические свойства w Слабая кислота, немного сильнее уксусной w Разлагается при нагревании: 3 Н NО 2 = Н NО 3 + 2 NО + Н 2 О, ангидрид не образуется w Соли - нитриты, устойчивы, имеют практическое применение, двойственные свойства, как и кислота w Окислительные свойства: 2 Н NО 2 + 2 KI +H 2 SO 4 = 2 NО + K 2 SO 4 + I 2 + 2 Н 2 О w Восстановительные свойства: 5 Н NО 2 + КMn. О 4+ 3 H 2 SO 4 = 5 Н NО 3 + 2 Mn. SO 4 + К 2 SO 4 + 3 Н 2 О

Строение молекулы w w N+5, ангидрид – N 2 О 5 Существует в жидкой фазе и растворе Формула - Н NО 3 Структура молекулы может быть представлена: О Н–О–N О

XIV век, Гебер «Возьми фунт кипрского купороса, полтора фунта селитры и четверть фунта квасцов, подвергни все перегонке, и ты получишь жидкость, которая обладает высоким растворяющим действием» «Сумма совершенств» крепкая водка – aqua fortis царская водка- aqua regis селитряная, или азотная кислота

Физические свойства w Н NО 3 – бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом w Жадно поглощается водой, смешивается в любых соотношениях w В чистом виде получается при охлаждении до – 41, 50 С, бесцветные кристаллы w При 840 С кипит, выделяя NО 2

Химические свойства w Нужно рассматривать в четырех аспектах: 1. В растворах ведет себя как кислота со всеми веществами, кроме металлов 2. В концентрированном – сильный окислитель 3. С металлами ведет себя как окислитель в любой концентрации 4. Проявляет свойства основания

Химические свойства w 1. Н NО 3 – кислота Изменяет окраску индикаторов: лакмус метилоранж 2. Взаимодействует с оксидами металлов с образованием соли и воды 3. Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды 4. В присутствии концентрированной серной кислоты и меди выделяется NО 2 - доказательство наличия азотной кислоты

Химические свойства Кислота Н NО 3 конц. Н NО 3 разб. Щелочные и щелочноземельные металлы Тяжелые металлы Примечание N 2 О NО 2 Не реагирует на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta Nb NО 2 С Fe и Sn дает NН 3 (NН 4 NО 3)

Химические свойства w Н NО 3 – окислитель 1. Окисляет неметаллы до кислот: 2 Н NО 3 + S = 2 NО + Н 2 SO 4 2. В смеси с соляной кислотой образует сильную окислительную среду: Au+HNO 3 + 3 HCl = Au. Cl 3 + NО + 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

Химические свойства w Н NО 3 – основание (!), НО – NО 2 + 2 НCl. О 4 = Н 3 О+ + NО 2+ + 2 Cl. О 4 НО – NО 2 + 2 HF = Н 3 О+ + NО 2+ + 2 FНО – NО 2 + 2 H 2 SO 4 = Н 3 О+ + NО 2+ + 2 HSO 4 -

Нитраты w Все растворимы в воде w Определяются раствором дифениламина (синий цвет) w Нитраты легких металлов при нагревании разлагаются с выделением кислорода: К NО 3 = К NО 2 + О 2 w Нитраты тяжелых металлов при нагревании разлагаются с выделением кислорода и NО 2: 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + NO 2 + O 2 w Нитраты наименее активных металлов разлагаются до свободного металла: 2 Ag. NO 3 = 2 Ag + NO 2 + O 2

Получение азотной кислоты Каталитическое окисление аммиака 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

Азотноватистая кислота Азотистая кислота Азотная кислота и ее соли

Слайд 2: Общая характеристика

Как любой неметалл, азот образует кислородсодержащие кислоты В кислотах степень окисления атома азота совпадает со степенью окисления в соответствующем оксиде Специфическое свойство – образует кислоту, ангидридом которой формально следовало бы считать несолеобразующий оксид

Слайд 3: Азотноватистая кислота

Слайд 4: Строение молекулы

N +1 – нет ангидрида, формально – N 2 О, в действительности – несолеобразующий Вещество существует, имеется инфракрасный спектр Формула - Н 2 N 2 О 2 Структура молекулы: НО – N = N – ОН Какие электроны принимают участие в образовании химических связей? Какое значение валентности и степени окисления приобретает каждый атом азота?

Слайд 5: Физические свойства

Н 2 N 2 О 2 – белое вещество, кристаллизуется в виде листочков Легко растворяется в воде, спирте, эфире В чистом виде получается по реакции: Н N О 2 + N Н 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О Устойчива в растворах

Слайд 6: Химические свойства

Слабая кислота, в 1000 раз слабее азотистой Распадается со взрывом: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, обратный процесс невозможен Соль Ag 2 N 2 O 2 нерастворима в воде, желтый осадок 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 Окислительные свойства отсутствуют Восстановительные свойства проявляются: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3О 2 = 2Н N О 2 + 2Н N О 3

Слайд 7: Азотистая кислота

Строение молекулы Физические свойства Химические свойства

Слайд 8: Строение молекулы

N +3, ангидрид – N 2 О 3 Существует в газовой фазе и растворе Формула - Н N О 2 Структура молекулы может быть представлена двумя типами: О Н – О – N = О Н – N О

Слайд 9: Физические свойства

Н N О 2 – газообразное вещество, устойчива в растворах Легко растворяется в воде, сохраняя равновесие: N О + N О 2 + Н 2 О = 2Н N О 2 В чистом виде получается по реакции: Ва(N О 2) 2 + Н 2 S О 4 = 2Н N О 2 + Ва S О 4

Слайд 10: Химические свойства

Слабая кислота, немного сильнее уксусной Разлагается при нагревании: 3Н N О 2 = Н N О 3 + 2 N О + Н 2 О, ангидрид не образуется Соли - нитриты, устойчивы, имеют практическое применение, двойственные свойства, как и кислота Окислительные свойства: 2Н N О 2 + 2 KI +H 2 SO 4 = 2 N О + K 2 SO 4 + I 2 + 2Н 2 О Восстановительные 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

Слайд 11: Азотная кислота

Строение молекулы Физические свойства Химические свойства Нитраты

Слайд 12: Строение молекулы

N +5, ангидрид – N 2 О 5 Существует в жидкой фазе и растворе Формула - Н N О 3 Структура молекулы может быть представлена: О Н – О – N О

Слайд 13: XIV век, Гебер

«Возьми фунт кипрского купороса, полтора фунта селитры и четверть фунта квасцов, подвергни все перегонке, и ты получишь жидкость, которая обладает высоким растворяющим действием» «Сумма совершенств» крепкая водка – aqua fortis царская водка - aqua regis селитряная, или азотная кислота

Слайд 14: Физические свойства

Н N О 3 – бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом Жадно поглощается водой, смешивается в любых соотношениях В чистом виде получается при охлаждении до –41,5 0 С, бесцветные кристаллы При 84 0 С кипит, выделяя N О 2

Слайд 15: Химические свойства

Нужно рассматривать в четырех аспектах: 1. В растворах ведет себя как кислота со всеми веществами, кроме металлов 2. В концентрированном – сильный окислитель 3. С металлами ведет себя как окислитель в любой концентрации 4. Проявляет свойства основания

Слайд 16: Химические свойства

Н N О 3 – кислота Изменяет окраску индикаторов: лакмус метилоранж 2. Взаимодействует с оксидами металлов с образованием соли и воды 3.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды 4.В присутствии концентрированной серной кислоты и меди выделяется N О 2 - доказательство наличия азотной кислоты

Слайд 17: Химические свойства

Кислота Щелочные и щелочноземель-ные металлы Тяжелые металлы Примечание Н N О 3 конц. N 2 О N О 2 Не реагирует на Fe,Cr,Al,Au,Pt,Ir,Ta Nb Н N О 3 разб. N Н 3 (N Н 4 N О 3) N О 2 С Fe и Sn дает N Н 3 (N Н 4 N О 3)

Аммиак - это ковалентное соединение, состоящее из молекул пирамидальной формы (см. разд. 2.2). Он имеет удушливый запах и при нормальных условиях представляет собой бесцветный газ, плотность которого меньше, чем у воздуха.

Для получения аммиака в лабораторных условиях обычно нагревают смесь хлорида аммония и гидроксида кальция, что приводит к реакции

Аммиак, полученный таким способом, сначала осушают, пропуская его через оксид кальция, а затем собирают в опрокинутый сосуд.

Молекула аммиака имеет неподеленную пару электронов на атоме азота и поэтому способна обобществлять ее с какой-либо электронно-акцепторной частицей, образуя с ней координационную (донорно-акцепторную) связь. Таким образом, аммиак обладает свойствами льюисова основания. Например

Эта реакция используется для проведения одной из аналитических проб на аммиак. При смешивании аммиака с газообразным хлороводородом образуются белый «дым» хлорида аммония:

Аммиак обладает самой большой растворимостью в воде среди всех газов. В его водном растворе устанавливается следующее равновесие:

Водный раствор аммиака иногда называют раствором гидроксида аммония. Однакс твердый гидроксид аммония выделить не удается. Раствор содержит частицы всех четырех типов, указанных в уравнении равновесия. Молекулы аммиака в этом растворе связаны водородными связями с молекулами воды. Кроме того, аммиак выступает в роли льюисова основания, присоединяя протон от молекул воды с образованием иона аммония . Поэтому аммиачный раствор обладает слабыми щелочными свойствами. Он имеет .

Добавление аммиачного раствора к растворам солей металлов приводит к

осаждению нерастворимых гидроксидов металлов. Например

Гидроксиды некоторых металлов растворяются в избыточном количестве аммиачного раствора, образуя комплексные анионы, например

Аммиак обладает свойствами восстановителя, как это видно по его реакциям с хлором и нагретыми оксидами металлов:

Аммиак не горит в воздухе, но горит в чистом кислороде бледным желто-зеленым пламенем:

В присутствии нагретого платинового катализатора вместо этого протекает следующая реакция:

Эта реакция используется для промышленного получения азотной кислоты в процессе Оствальда (см. ниже).

Аммиак легко сжижается при охлаждении и повышении давления. Жидкий аммиак обладает свойствами, которые имеют много общего со свойствами воды. Молекулы в жидком аммиаке связаны между собой водородными связями, и поэтому его температура кипения оказывается выше, чем можно было бы ожидать (см. гл. 2). И аммиак, и вода являются плохими проводниками электрического тока, но прекрасными ионизирующими растворителями.

Натрий, калий, барий и кальций растворяются в аммиаке, образуя растворы характерного голубого цвета. Эти металлы можно снова извлечь из аммиачного раствора, испаряя его. Однако при длительном хранении этих растворов они постепенно обесцвечиваются вследствие образования в них амидов соответствующих металлов, например Амиды металлов имеют ионное строение:

Соли аммония. Аммиак и его водные растворы легко реагируют с кислотами, образуя соли аммония. Эти соли имеют ионную природу и содержат ион аммония Как правило, они растворяются в воде и подвергаются гидролизу с образованием слабокислых растворов:

Все аммониевые соли термически неустойчивы. Галогениды аммония при нагревании сублимируют (возгоняются):

Аммониевые соли кислородсодержащих кислот (оксокислот) при нагревании разлагаются, образуя азот или оксид диазота:

Все три указанные реакции могут протекать со взрывом, а последняя из них даже называется «вулканической реакцией».

Оксиды азота

Азот образует шесть оксидов (табл. 15.12), в которых он обнаруживает степени окисления от до представляет собой димер ниже). Все остальные оксиды довольно устойчивы, за исключением который легко разлагается на NO и

Все оксиды азота принадлежат к эндотермическим соединениям (см. гл. 5).

Таблица 15.12. Оксиды азота

Оксид диазота Другие названия этого соединения - закись азота, веселящий газ. Последнее название связано с тем, что вдыхание в небольших дозах вызывает конвульсивный смех. нашел применение в качестве анестезирующего средства. Для получения в лабораторных и промышленных условиях может использоваться тщательно контролируемое термическое разложение нитрата аммония:

Поскольку эта реакция может протекать со взрывом, нитрат аммония лучше всего получать непосредственно на месте его использования. С этой целью нагревают смесь нитрата натрия и сульфата аммония. Это приводит к образованию нитрата аммония, который разлагается с такой же скоростью, с какой его получают.

Молекула имеет электронное строение, которое рассматривается как резонансный гибрид двух асимметричных форм, обладающих линейной структурой:

Имеет сладковатый запах и очень легко растворяется в воде, образуя нейтральный раствор. Он обладает свойствами окислителя и может, поддерживать горение, например углерода, серы и фосфора:

Моноксид азота NO. Другое название этого соединения - оксид азота. В лабораторных и промышленных условиях его получают действием -ного водного раствора азотной кислоты на медь:

Образуется при грозовых разрядах в атмосфере, а также при пропускании электрического разряда через газообразную смесь азота и кислорода:

Кроме того, NO образуется как промежуточный продукт при каталитическом окислении аммиака в процессе Оствальда, используемом для получения азотной кислоты.

Электронное строение молекулы NO рассматривается как резонансный гибрид двух следующих форм:

Отметим, что обе резонансные формы имеют по неспаренному электрону. Это объясняет наличие у моноксида азота парамагнитных свойств (см. предыдущую главу).

Моноксид азота представляет собой при нормальных условиях бесцветный газ, который практически нерастворим в воде. В твердом и жидком состояниях NO обнаруживает тенденцию к димеризации с образованием Он обладает восстановительными свойствами и в присутствии воздуха приобретает коричневую окраску из-за образования диоксида азота:

Соединяясь с сульфатом железа (II), NO образует комплекс коричневого цвета Образование этого комплекса используется в аналитической коричневой кольцевой пробе на нитраты (см. рис. 15.18).

Диоксид азота Диоксид азота получают в лабораторных условиях нагреванием нитрата свинца (II) (см. гл. 6):

Обычно существует в равновесии со своим димером также разд. 7.1):

Имеет бледно-желтую окраску, бурую. При охлаждении этого газа происходит конденсация с образованием жидкости зеленого цвета.

Электронное строение молекулы рассматривается как резонансный гибрид двух форм с изогнутой структурой:

При димеризации неспаренные электроны каждой их двух молекул обобществляются, образуя слабую связь Образующийся димер по своему электронному строению может рассматриваться как резонансный гибрид двух форм с плоской структурой:

Диоксид азота - очень ядовитый газ. Он растворяется в воде с образованием азотистой и азотной кислот:

Этот газ изменяет синюю окраску лакмусовой бумаги на красную, чем отличается от брома, который тоже представляет собой коричневый газ, но обесцвечивает лакмусовую бумагу.

При нагревании разлагается, образуя моноксид азота:

Загрязнение окружающей среды оксидами азота

Оксиды азота считаются первичными загрязнителями атмосферы. Они попадают в воздух при сгорании различных топлив - горючих ископаемых. Такое загрязнение атмосферы вызывают тепловые электростанции, нефтеперерабатывающие заводы, дымовые газы промышленных предприятий и выхлопные газы автомобильного транспорта. Оксиды азота (все они вместе обозначаются общей формулой ) способны вызывать двоякое загрязнение окружающей среды.

Во-первых, они растворяются в воде с образованием азотистой и азотной кислоты. Эти кислоты принадлежат к числу вторичных загрязнителей и наряду с сернистой и серной кислотами приводят к возникновению кислотных дождей (см. разд. 12.2).

Во-вторых, оксиды азота могут соединяться с углеводородами, что приводит к возникновению фотохимического смога. Углеводороды тоже попадают в атмосферу в результате сжигания горючих ископаемых и поэтому являются первичными загрязнителями. Фотохимический смог возникает в результате протекания сложной последовательности реакций, в которых принимают участие радикалы (см. гл. 17). Для протекания первой стадии этого сложного процесса необходимо наличие ультрафиолетового солнечного излучения. Такое излучение вызывает следующую фотохимическую реакцию:

Рис. 15.16. Образование фотохимического смога.

Затем кислородный радикал реагирует с молекулами кислорода, образуя молекулы шона:

Озон - токсичный газ как для животных, так и для растений. Он представляет собой вторичный загрязнитель атмосферы. Если в ней отсутствуют углеводороды, озон соединяется с моноксидом азота, в результате чего снова происходит образование диоксида азота:

Таким образом, в указанном «замкнутом цикле» содержание диоксида азота в атмосфере поддерживается на одном уровне.

Однако при наличии в атмосфере углеводородов этот цикл нарушается. Озон, который является одной из частей указанного цикла, реагирует с ненасыщенными углеводородами, в результате чего образуются органические радикалы, например

Эти радикалы соединяются с оксидами азота, что приводит к образованию альдегидов и нитратных органических соединений следующего типа:

Рис. 15.17. Атмосферные условия, благоприятствующие образованию фотохимического смога, а- отсутствие инверсионного слоя, б- наличие инверсионного слоя.

Наряду с озоном подобные соединения представляют собой вторичные загрязнители атмосферы, которые приводят к возникновению фотохимического смога (рис. 15.16).

Во многих городах мира эта проблема осложняется образованием в атмосфере та называемого инверсионного слоя (рис. 15.17). Он представляет собой слой нагретого воздуха, который располагается над городом и не дает выхода нижнему слою более холодного воздуха. Этот нагретый слой обычно не содержит влаги и обладает максимальной прозрачностью для солнечного излучения. В результате происходит накопление вторичных загрязнителей, удерживаемых в нижнем слое воздуха. Возникающий в таких условиях фотохимический смог нередко можно наблюдать как дымку, висящую над городом в жаркую погоду. Эта дымка обусловлена частицами смога.

Азотистая кислота и нитриты

Водный раствор азотистой кислоты можно получить в лабораторных условиях, добавляя разбавленную соляную кислоту к холодному разбавленному раствору нитрита натрия:

(Раствор азотистой кислоты имеет голубую окраску.) Получить нитрит натрия можно сильным нагреванием нитрата натрия; лучше, если эта реакция происходит в присутствии какого-либо восстановителя, например свинца:

Нитрит натрия извлекают из полученной смеси растворением в воде.

Азотистая кислота слабая и неустойчивая. Она имеет При комнатной температуре она диспропорционирует на азотную кислоту и моноксид азота:

Азотистая кислота и кислые растворы нитритов являются окислителями, однако в присутствии более сильных окислителей, например подкисленного калия, они ведут себя как восстановители. Подкисленные растворы нитрита натрия имеют особо важное значение в органической химии, где их используют для получения солей диазония (см. гл. 19).

Азотная кислота и нитраты

Чистая азотная кислота представляет собой бесцветную дымящую на воздухе жидкость. Для ее получения в лабораторных условиях нагревают нитрат натрия либо нитрат калия с концентрированной серной кислотой:

Продукт этой реакции обычно имеет желтую окраску, обусловленную присутствием в нем растворенного диоксида азота, который образуется в результате термического разложения азотной кислоты:

Водный раствор азотной кислоты обладает типичными свойствами сильной кислоты. Например, он реагирует с основаниями, образуя нитраты, и с карбонатами, образуя диоксид углерода.

Разбавленная и концентрированная азотная кислота являются окислителями. Концентрированная азотная кислота окисляет такие неметаллы, как углерод и серу:

Реакции азотной кислоты с металлами протекают по-разному. Кальций и магний реагируют с очень разбавленной азотной кислотой, вытесняя из нее водород. Цинк восстанавливает разбавленную азотную кислоту, в результате чего образуется оксид диазота. Однако для большинства металлов более характерна реакция с разбавленной азотной кислотой и образованием моноксида азота и реакция с концентрированной

азотной кислотой, приводящая к образованию диоксида азота. В качестве примера приведем медь.

Иодидные ионы окисляются азотной кислотой до иода:

Сероводород и другие неорганические ковалентные соединения тоже окисляются азотной кислотой:

В органической химии азотная кислота используется в качестве нитрующего реагента. С этой целью используется смесь концентрированных азотной и серной кислот.

Нитраты. Для получения нитратов различных металлов могут использоваться реакции азотной кислоты с соответствующими металлами, их оксидами, гидридами либо карбонатами. Аналитическое обнаружение нитратов осуществляется с помощью коричневой кольцевой пробы (рис. 15.18).

Коричненая кольцевая проба на нитраты. Испытуемое вещество растворяют в воде и приливают к раствору сульфата Затем осторожно, по каплям, добавляют в пробирку со смесью этих растворов концентрированную серную кислоту, так чтобы она стекала по стенкам пробирки и образовались бы два слоя жидкости (рис. 15.18). Если испытуемое вещество содержит какой-либо нитрат, он реагирует с серной кислотой, образуя азотную кислоту. Азотная кислота в свою очередь реагирует с сульфатом железа (II), образуя комплекс Это приводит к появлению коричневого кольца между двумя слоями жидкости в пробирке и, таким образом, указывает на присутствие нитрата в испытуемом веществе.

Все неорганические нитраты растворимы в воде и термически неустойчивы. Нитраты металлов разлагаются с образованием нитрита, оксида либо свободного металла в зависимости от положения конкретного металла в электрохимическом ряду:

Нитрат аммония при нагревании образует оксид диазота и воду:

Рис. 15.18. Коричневая кольцевая проба на нитраты.

Промышленное получение азотной кислоты и нитратов

Промышленное получение азотной кислоты основано на проведении процесса Оствальда. Этот процесс состоит из трех стадий.

1. Каталитическое окисление аммиака

Аммиак, получаемый с помощью процесса Габера (см. разд. 7.2), смешивают с воздухом и быстро пропускают над поверхностью платиново-родиевого катализатора, нагретого до температуры 900 °С, что приводит к реакции

Эта реакция настолько экзотермична, что поддерживает температуру 900 °С.

2. Получение диоксида азота

Газы, полученные на 1-й стадии, охлаждают и смешивают с воздухом. Это приводит к окислению моноксида азота до диоксида азота:

3. Получение разбавленной азотной кислоты

Диоксид азота, полученный на 2-й стадии, направляют в стальную поглотительную башню, где его пропускают навстречу струям воды. Здесь протекает реакция

Моноксид азота возвращается в цикл на вторую стадию. Получаемая таким образом азотная кислота имеет концентрацию около 50%. С помощью перегонки из нее получают 68%-ную азотную кислоту (азеотропную смесь, не поддающуюся дальнейшему концентрированию перегонкой).

Приблизительно 80% всей азотной кислоты, получаемой таким способом, нейтрализуют в избытке водного раствора аммиака с целью получения нитрата аммония:

Нитрат аммония используется в качестве удобрения (см. выше).

Кислородсодержашие кислоты также относятся к гидроксидам . Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах из положительно заряженных ионов только ионы водорода H + , или, более точно, ионы гидроксония Н 3 О + - гидратированный ион водорода. Более общее определение: кислоты – это вещества, являющиеся донорами протонов Н + . В зависимости от количества катионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты, кислоты классифицируют также как основания, по основности. Существуют одно-, двух-, трех- и четырехосновные кислоты. Например, азотная кислота HNO 3 , азотистая кислота HNO 2 –одноосновные кислоты, угольная кислота H 2 CO 3 , серная кислота H 2 SO 4 – двухосновные кислоты, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 является трехосновной кислотой, а ортокремниевая кислота H 4 SiO 4 –четырехосновной кислотой.

Номенклатура кислородсодержащих кислот : по международной систематической номенклатуре названия кислородсодержащих кислот формируются, как указывалось ранее, с учетом аниона, входящего в состав кислоты. Например:

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

H 2 CO 3 - диводород триоксокарбонат (IV)

HNO 3 - водород триоксонитрат (V)

Н 2 SiO 3 - диводород триоксосиликат (IV) или диводород метасиликат

H 2 SO 4 - диводород тетраоксосульфат(VI) (количество атомов водорода в кислотах можно не указывать)

По систематической номенклатуре названия кислот используют редко, чаще всего применяют традиционно сложившиеся названия, которые формируются от русского названия элемента (русская номенклатура) по определенным правилам (см. таблицу). В таблице приведен перечень кислородсодержащих кислот, соли которых наиболее распространены в природе. Следует обратить внимание, что название кислотного остатка определяет название соли и строят его чаще всего по полусистематической (международной) номенклатуре от латинского названия элемента. В связи с этим необходимо вспомнить латинские названия элементов наиболее часто встречающихся в кислотах, например, N – азот, в русской транскрипции латинского названия звучит как [нитрогениум], С – углерод – [карбониум], S – сера – [сульфур], Si- кремний – [силициум], олово – [станнум], свинец – [плюмбум], мышьяк – [арсеникум] и т.д. В таблице приведены общие правила, в соответствии с которыми можно назвать большинство неорганических кислородсодержащих кислот других элементов, их кислотные остатки и соли.

Таблица наиболее распространенных кислородсодержащих кислот

Формула кислоты	Название кислоты по русской номенклатуре	Кислотный остаток	Название кислотного остатка и соли
		SO 4 2- HSO 4 -	сульфат-ион, сульфаты, гидросульфат-ион, гидросульфаты
H 2 SO 3	cернистая	SO 3 2- HSO 4 -	cульфит-ион, сульфиты, гидросульфит-ион, гидросульфиты
HNO 3		NO 3 -	нитрат-ион;
HNO 2	азотистая	NO 2 -	нитрит-ион,
HPO 3	метафосфорная	PO 3 -	метафосфат-ион, метафосфаты
H 3 PO 4	ортофосфорная	PO 4 3- H 2 PO 4 - HPO 4 2	ортофосфат-ион, ортофосфаты, дигидро(орто)фосфат-ион, дигидро(орто)фосфаты, гидро(орто)фосфат-ион, гидро(орто)фосфаты
H 4 P 2 O 7	двуфосфорная (пирофосфорная)	P 2 O 7 4-	пирофосфат-ион, пирофосфаты
HPO 2	фосфористая	PO 2 -	фосфит-ион,
H 2 CO 3	угольная	CO 3 2- HCO 3 -	карбонат-ион, карбонаты, гидрокарбонат-ион, гидрокарбонаты
H 2 SiO 3	метакремниевая	SiO 3 2- HSiO 3 -	метасиликат-ион, метасиликаты, гидрометасиликат-ион, гидрометасикаты
H 4 SiO 4	ортокремниевая	SiO 4 4- H 3 SiO 4 - H 2 SiO 4 2- HSiO 4 3-	ортосиликат-ион; ортосиликаты, тригидро(орто)силикат-ион, тригидро(орто)силикаты, дигидро(орто)силикат-ион дигидро(орто)силикаты, гидроортосиликат-ион, гидроортосиликаты
H 2 CrO 4	хромовая	CrO 4 -	хромат-ион,
H 2 Cr 2 O 7	двухромовая	Cr 2 O 7 2-	бихромат-ион, бихроматы
HCl О	хлорноватистая	ClO -	гипохлорит-ион, гипохлориты
HClO 2	хлористая	ClO 2 -	хлорит-ион, хлориты
HClO 3	хлорноватая	ClO 3 -	хлорат-ион, хлораты
HClO 4		ClO 4 -	перхлорат-ион, перхлораты

Гидросоли и названия их кислотных остатков будут рассмотрены в разделе«соли». Правила названия кислородсодержащих кислот и кислотных остатков (за исключением тех, которые имеют тривиальные названия или их следует называть по систематической номенклатуре) следующие:

высшая с. о. элемента (равна № группы в периодической системе) – корень русского названия элемента + окончание «а я» или «ова я»

с. о. – степень окисления

азвание

кислородсодержащей

кислоты

С.о. элемента < max – корень русского названия элемента +

окончание «и стая» или «ови стая»

высшая с.о. элемента – корень латинского названия элемента +

Название суффикс «а т»

кислотного

остатка

с.о. элемента < max – латинское название элемента + суффикс «и т»

Зная приведенные правила, легко вывести формулы кислот для различных элементов (с учетом положения в периодической системе) и назвать их. Например, металл Sn - олово (1V гр.) латинское название - stannum («станнум»):

Max с.о. = +4 Min с.о. = +2

Оксиды: SnO 2 SnO

амфот. амфот.

+Н 2 О +Н 2 О

Н 2 SnO 3 H 2 SnO 2

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO 3 2- SnO 2 2-

станнат - ион, станнит -ион,

Na 2 SnO 3 – станнат Na Na 2 SnO 2 – станнит Na

Оксидам некоторых элементов соответствуют две кислоты: мета - и ортокислота , формально они отличаются на одну молекулу Н 2 О.

Вывод формулы мета и ортокислоты (если они существуют у данного элемента): при формальном присоединении к оксиду одной молекулы Н 2 О получаем формулу метакислоты, последующее присоединение еще одной молекулы воды к формуле метакислоты позволяет вывести формулу ортокислоты. Например, выведем формулу мета- и ортокислоты, соответствующей оксиду P (V):

+ H 2 O + H 2 O

H 2 P 2 O 6  HPO 3 - метафосфорная к-та H 3 PO 4 - ортофосфорная к-та

Приведем пример обратной задачи: назвать соли NaBO 2 и K 3 BO 3 . Степень окисления атома бора в этих солях равна +3 (проверьте расчет), следовательно, соли образованы от кислотного оксида В 2 О 3 . Если в обеих солях степени окисления бора одинаковые, а виды кислотных остатков разные, то это соли мета- и ортоборной кислоты. Выведем формулы этих кислот:

В 2 О 3 НВО 2

+ Н 2 О + Н 2 О

НВО 2 - метаборная кислота, Н 3 ВО 3 - ортоборная кислота,

соли – метабораты соли – ортобораты

Названия солей: NaBO 2 – метаборат натрия; Na 3 BO 3 - ортоборат натрия.