Які кислородсодержащие кислоти можуть бути утворені азотом. Азот та його сполуки. Промислове отримання азотної кислоти і нітратів

Структура і хімічні властивості кисневмісних сполук азоту.

Оксид азоту (I) N2 O-веселящійся газ.Безбарвний газ з солодкуватим смаком. Хімічно з водою не реагує. Хімічно малоактивний. Ні з водою, ні з кислотами, ні з лугами, ні з галогенами і ні з озоном не реагує.

При підвищених температурах він розкладається: 2N2O = 2 N2 + O2 При підвищених температурах сильний окислювач.

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

При підпалюванні суміші оксиду азоту (I) і аміаку відбувається вибух 3N2O + 2NH3 = 4N2 + 3H2O

2NO + O2 = 2NO2-друга стадія азотної кислоти

При взаємодії з сильними окислювачами N2O може проявляти властивості відновника: 5N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 = 5Mn (NO3) 2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O

Оксид азоту (II) NO- безбарвний газтиповий відновник. Єдиний газ, який може вийти при 3000С N2 + O2 = 2NO Не утворює кислоти. З водою не реагує

При температурах вище 1000 С розпадається: NO = N2 + O2

NO характерні також реакції приєднання, в цій реакції NO проявляє властивості відновника з утворенням нітрозілхлоріда: 2NO + Cl2 = 2NOCl

У присутності більш сильних відновників NO проявляє окислювальні властивості: 2NO + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O 2NO + 2CO = N2 + CO2

У той же час суміш рівних обсягів NO і H2 при нагріванні вибухає: 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

Оксид азоту (3)N2 O3 нестійкий, існує тільки при низьких Т. Яскраво-синій. При 0С розкладається: N2O3 = NO + NO2 N2O3 + H2O = 2HNO3 N2O3 + 2KOH = 2KNO2 + H2O

оксид азоту (4)NO2 -бурий газ або N2O4-безбарвний. NO2 (бур при нагр) = N2O4 (при охолодж)

Реагує з водою: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO, Na2O4 + H2O = HNO3 + HNO2.

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3-3 стадія отримання азотної кислоти проявляє властивості відновника

При розчиненні NO2 в лугах утворюються як нітрати, так і нітрити: 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O

Рідкий NO2 застосовується для отримання безводних нітратів: Zn + 2N2O4 = Zn (NO3) 2 + 2NO

взаємодіє з неметалами (фосфор, сірка і вуглець горять в ньому). Ветіхреакціях NO2 - окислювач: 2NO2 + C = CO2 + 2NO, 2NO2 + 4HCl = NOCl + H2O + Cl2

Оксид азоту (V) N2 O5 летючий, гігроскопічний, безбарвний нестійкий.

Уже при кімнатній температурі поступово розкладається: N2O5 = NO2 + O2

Дуже сильний окислювач: N2O5 + I2 = I2O5 + N2. багато органічні речовинипри зіткненні з ним займаються.

При розчиненні в воді утворюється азотна киць-та: N2O5 + H2O = HNO3

Розчиняється в лугах з утворенням нітратів: N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

оксокислоти:

азотистая кислотаHNO2

Належить до числа слабких кислот і відома тільки в сильно розбавлених водних розчинах.

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

3 HNO2↔HNO3 + 2 NO + H2O

При концентруванні розчину або при його нагріванні розпадається: 2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Виявляє окислювально-відновну двоїстість. Під дією відновників вона відновлюється, а в реакціях з окислювачами - окислюється до HNO3: HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl
2HNO2 + 2KI + H2SO4 = 2NO + I2 + K2SO4 + 2H2O

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

Схильна до реакцій диспропорціонування: 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Азотна кислотаHNO3 вже під впливом світла розкладається: HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

належить до числа найбільш сильних кислот.

Азотна к-та діє майже на всі метали (викл. Золото, платина, тантал, родій, іридій), перетворюючи їх в нітрати, а деякі метали-в оксиди.

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

Загальна характеристика w Як будь-який неметалл, азот утворює кислородсодержащие кислоти w У кислотах ступінь окислення атома азоту збігається зі ступенем окислення у відповідному оксиді w Специфічне властивість - утворює кислоту, ангідридом якої формально слід було б вважати несолеобразующіе оксид

Будова молекули w N + 1 - немає ангідриду, формально - N 2 О, в дійсності - несолеобразующіе w Речовина існує, є інфрачервоний спектр w Формула - Н 2 N 2 О 2 w Структура молекули: АЛЕ - N = N - ОН Які електрони беруть участь в утворенні хімічних зв'язків? Яке значення валентності та ступені окислення набуває кожен атом азоту?

Фізичні властивості w Н 2 N 2 О 2 - біла речовина, кристалізується у вигляді листочків w Легко розчиняється у воді, спирті, ефірі w В чистому вигляді виходить по реакції: Н О 2 + NН 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О w Стійка в розчинах

Хімічні властивості w Слабка кислота, в 1000 разів слабкіше азотної w Розпадається з вибухом: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, зворотний процес неможливий w Сіль Ag 2 N 2 O 2 нерастворима в воді, жовтий осад 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 Окислювальні властивості відсутні w Відновлювальні властивості проявляються: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3 О 2 = 2 Н О 2 + 2 Н NО 3

Будова молекули w w N + 3, ангідрид - N 2 О 3 Існує в газовій фазі і розчині Формула - Н О 2 Структура молекули може бути представлена ​​двома типами: О Н-О-N = О Н-N Про

Фізичні властивості w Н О 2 - газоподібна речовина, Стійка в розчинах w Легко розчиняється у воді, зберігаючи рівновагу: NО + NО 2 + Н 2 О = 2 Н О 2 w В чистому вигляді виходить по реакції: Ва (О 2) 2 + Н 2 SО 4 = 2 Н О 2 + Ва. SО 4

Хімічні властивості w Слабка кислота, трохи сильніше оцтової w Розкладається при нагріванні: 3 Н О 2 = Н NО 3 + 2 NО + Н 2 О, ангідрид не утворюється w Солі - нітрити, стійкі, мають практичне застосування, Подвійні властивості, як і кислота w Окислювальні властивості: 2 Н О 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 NО + K 2 SO 4 + I 2 + 2 Н 2 О w Відновлювальні властивості: 5 Н О 2 + КMn. Про 4+ 3 H 2 SO 4 = 5 Н NО 3 + 2 Mn. SO 4 + К 2 SO 4 + 3 Н 2 О

Будова молекули w w N + 5, ангідрид - N 2 О 5 Існує в рідкій фазі і розчині Формула - Н NО 3 Структура молекули може бути представлена: О Н-О-N Про

XIV століття, Гебер «Візьми фунт кіпрського купоросу, півтора фунта селітри і чверть фунта квасцов, міццю всі перегонці, і ти отримаєш рідина, яка має високий розчинюючим дією» «Сума досконалостей» міцна горілка - aqua fortis царська горілка-aqua regis селітряних, або азотна кислота

Фізичні властивості w Н NО 3 - безбарвна, схожа на воду рідина з їдким запахом w Жадібно поглинається водою, змішується в будь-яких співвідношеннях w В чистому вигляді виходить при охолодженні до - 41, 50 С, безбарвні кристали w При 840 С кипить, виділяючи NО 2

Хімічні властивості w Потрібно розглядати в чотирьох аспектах: 1. У розчинах поводиться як кислота з усіма речовинами, крім металів 2. У концентрованому - сильний окислювач 3. З металами поводиться як окислювач в будь-якої концентрації 4. Виявляє властивості підстави

Хімічні властивості w 1. Н NО 3 - кислота Змінює забарвлення індикаторів: лакмус метилоранж 2. Взаємодіє з оксидами металів з утворенням солі і води 3. Взаємодіє з підставами з утворенням солі і води 4. У присутності концентрованої сірчаної кислоти і міді виділяється NО 2 - доказ наявності азотної кислоти

Хімічні властивості Кислота Н NО 3 конц. Н NО 3 разб. Лужні і лужноземельні метали Важкі метали Примітка N 2 Про NО 2 Не реагує на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta Nb NО 2 З Fe і Sn дає NН 3 (NН 4 NО 3)

Хімічні властивості w Н NО 3 - окислювач 1. Окисляє неметали до кислот: 2 Н NО 3 + S = 2 NО + Н 2 SO 4 2. В суміші з соляною кислотою утворює сильну окислительную середу: 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

Хімічні властивості w Н NО 3 - підстава (!), АЛЕ - О 2 + 2 НCl. О 4 = Н 3 О + + NО 2 + + 2 Cl. О 4 АЛЕ - О 2 + 2 HF = Н 3 О + + NО 2 + + 2 FНО - О 2 + 2 H 2 SO 4 = Н 3 О + + NО 2 + + 2 HSO 4 -

Нітрати w Всі розчинні у воді w Визначаються розчином дифениламина ( синій колір) W Нітрати легких металів при нагріванні розкладаються з виділенням кисню: До NО 3 = К О 2 + О 2 w Нітрати важких металів при нагріванні розкладаються з виділенням кисню і NО 2: 2 Cu (NO 3) 2 = 2 Cu. O + NO 2 + O 2 w Нітрати найменш активних металіврозкладаються до вільного металу: 2 Ag. NO 3 = 2 Ag + NO 2 + O 2

Отримання азотної кислоти Каталітичне окислення аміаку 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

Азотноватістая кислота Азотистая кислота азотна кислота і її солі

Слайд 2: Загальна характеристика

Як будь-який неметалл, азот утворює кисень кислоти У кислотах ступінь окислення атома азоту збігається зі ступенем окислення у відповідному оксиді Специфічне властивість - утворює кислоту, ангідридом якої формально слід було б вважати несолеобразующіе оксид

Слайд 3: Азотноватістая кислота

Слайд 4: Будова молекули

N +1 - немає ангідриду, формально - N 2 О, в дійсності - несолеобразующіе Речовина існує, є інфрачервоний спектр Формула - Н 2 N 2 О 2 Структура молекули: АЛЕ - N = N - ОН Які електрони беруть участь в утворенні хімічних зв'язків? Яке значення валентності та ступені окислення набуває кожен атом азоту?

Слайд 5: Фізичні властивості

Н 2 N 2 О 2 - біла речовина, кристалізується у вигляді листочків Легко розчиняється у воді, спирті, ефірі У чистому вигляді виходить по реакції: Н N О 2 + N Н 2 ОН = Н 2 N 2 О 2 + Н 2 О Стійка в розчинах

Слайд 6: Хімічні властивості

Слабка кислота, в 1000 разів слабкіше азотної Розпадається з вибухом: Н 2 N 2 О 2 = N 2 О + Н 2 О, зворотний процес неможливий Сіль Ag 2 N 2 O 2 нерастворима в воді, жовтий осад 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 Окислювальні властивості відсутні Відновлювальні властивості проявляються: 2 Н 2 N 2 О 2 + 3О 2 = 2Н N О 2 + 2Н N О 3

Слайд 7: Азотистая кислота

Будова молекули Фізичні властивості Хімічні властивості

Слайд 8: Будова молекули

N +3, ангідрид - N 2 О 3 Існує в газовій фазі і розчині Формула - Н N О 2 Структура молекули може бути представлена ​​двома типами: О Н - О - N = О Н - N Про

Слайд 9: Фізичні властивості

Н N О 2 - газоподібна речовина, стійка в розчинах Легко розчиняється у воді, зберігаючи рівновагу: N Про + N О 2 + Н 2 О = 2Н N О 2 В чистому вигляді виходить по реакції: Ва (N О 2) 2 + Н 2 S О 4 = 2Н N О 2 + Ва S О 4

10

Слайд 10: Хімічні властивості

Слабка кислота, трохи сильніше оцтової Розкладається при нагріванні: 3Н N О 2 = Н N О 3 + 2 N Про + Н 2 О, ангідрид не утворюється Солі - нітрити, стійкі, мають практичне застосування, подвійні властивості, як і кислота Окислювальні властивості: 2Н N О 2 + 2 KI + H 2 SO 4 = 2 N Про + K 2 SO 4 + I 2 + 2Н 2 О Відновлювальні властивості: 5Н N О 2 + К Mn О 4 + 3 H 2 SO 4 = 5Н N Про 3 + 2 MnSO 4 + К 2 SO 4 + 3Н 2 О

11

Слайд 11: Азотна кислота

Будова молекули Фізичні властивості Хімічні властивості Нітрати

12

Слайд 12: Будова молекули

N +5, ангідрид - N 2 О 5 Існує в рідкій фазі і розчині Формула - Н N О 3 Структура молекули може бути представлена: О Н - О - N Про

13

Слайд 13: XIV століття, Гебер

«Візьми фунт кіпрського купоросу, півтора фунта селітри і чверть фунта квасцов, міццю всі перегонці, і ти отримаєш рідина, яка має високий розчинюючим дією» «Сума досконалостей» міцна горілка - aqua fortis царська горілка - aqua regis селітряних, або азотна кислота

14

Слайд 14: Фізичні властивості

Н N О 3 - безбарвна, схожа на воду рідина з їдким запахом Жадібно поглинається водою, змішується в будь-яких співвідношеннях В чистому вигляді виходить при охолодженні до -41,5 0 С, безбарвні кристали При 84 0 С кипить, виділяючи N О 2

15

Слайд 15: Хімічні властивості

Потрібно розглядати в чотирьох аспектах: 1. У розчинах поводиться як кислота з усіма речовинами, крім металів 2. У концентрованому - сильний окислювач 3. З металами поводиться як окислювач в будь-якої концентрації 4. Виявляє властивості підстави

16

Слайд 16: Хімічні властивості

Н N О 3 - кислота Змінює забарвлення індикаторів: лакмус метилоранж 2. Взаємодіє з оксидами металів з утворенням солі і води 3.Взаімодействіе з підставами з утворенням солі і води 4.У присутності концентрованої сірчаної кислоти і міді виділяється N О 2 - доказ наявності азотної кислоти

17

Слайд 17: Хімічні властивості

Кислота лужні і щелочноземель-ні метали Важкі метали Примітка Н N О 3 конц. N 2 Про N О 2 Не реагує 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 і Sn дає N Н 3 (N Н 4 N О 3)

Аміак - це ковалентное з'єднання, що складається з молекул пірамідальної форми (див. Розд. 2.2). Він має задушливий запах і при нормальних умовах являє собою безбарвний газ, щільність якого менше, ніж у повітря.

Для отримання аміаку в лабораторних умовах зазвичай нагрівають суміш хлориду амонію і гідроксиду кальцію, що призводить до реакції

Аміак, отриманий таким способом, спочатку осушують, пропускаючи його через оксид кальцію, а потім збирають в перекинутий посудину.

Молекула аміаку має неподеленную пару електронів на атомі азоту і тому здатна усуспільнювати її з будь-якої електронно-акцепторної часткою, утворюючи з нею координаційну (донорно-акцепторні) зв'язок. Таким чином, аміак володіє властивостями льюісова підстави. наприклад

Ця реакція використовується для проведення однієї з аналітичних проб на аміак. При змішуванні аміаку з газоподібним хлороводородом утворюються білий «дим» хлориду амонію:

Аміак володіє найбільшою розчинністю у воді серед всіх газів. У його водному розчині встановлюється наступне рівновагу:

Водний розчин аміаку іноді називають розчином гідроксиду амонію. Однакс твердий гідроксид амонію виділити не вдається. Розчин містить частинки всіх чотирьох типів, зазначених в рівнянні рівноваги. Молекули аміаку в цьому розчині пов'язані водневими зв'язкамиз молекулами води. Крім того, аміак виступає в ролі льюісова підстави, приєднуючи протон від молекул води з утворенням іона амонію. Тому аміачний розчин має слабкі лужними властивостями. Він має .

Додавання аміачного розчинудо розчинів солей металів призводить до

осадження нерозчинних гідроксидів металів. наприклад

Гідроксиди деяких металів розчиняються в надмірній кількості аміачного розчину, утворюючи комплексні аніони, наприклад

Аміак має властивості відновника, як це видно по його реакцій з хлором і нагрітими оксидами металів:

Аміак не горить в повітрі, але горить в чистому кисні блідим жовто-зеленим полум'ям:

У присутності нагрітого платинового каталізатора натомість протікає наступна реакція:

Ця реакція використовується для промислового отримання азотної кислоти в процесі Оствальда (див. Нижче).

Аміак легко зріджується при охолодженні і підвищенні тиску. Рідкий аміак має властивості, які мають багато спільного з властивостями води. Молекули в рідкому аміаку пов'язані між собою водневими зв'язками, і тому його температура кипіння буде вищою, ніж можна було б очікувати (див. Гл. 2). І аміак, і вода є поганими провідниками електричного струму, але прекрасними іонізуючими розчинниками.

Натрій, калій, барій і кальцій розчиняються в аміаку, утворюючи розчини характерного блакитного кольору. Ці метали можна знову витягти з аміачного розчину, випаровуючи його. Однак при тривалому зберіганні цих розчинів вони поступово знебарвлюються внаслідок утворення в них амідів відповідних металів, наприклад Аміди металів мають іонну будову:

Солі амонію. Аміак і його водні розчини легко реагують з кислотами, утворюючи солі амонію. Ці солі мають іонну природу і містять іон амонію Як правило, вони розчиняються у воді і піддаються гідролізу з утворенням слабокислих розчинів:

Все амонієві солі термічно нестійкі. Галогеніди амонію при нагріванні сублімує (возгоняются):

Амонієві солі кисневмісних кислот (оксокислот) при нагріванні розкладаються, утворюючи азот або оксид діазота:

Всі три зазначені реакції можуть протікати з вибухом, а остання з них навіть називається «вулканічної реакцією».

оксиди азоту

Азот утворює шість оксидів (табл. 15.12), в яких він виявляє ступеня окислення від до являє собою димер нижче). Всі інші оксиди досить стійкі, за винятком який легко розкладається на NO і

Всі оксиди азоту належать до ендотермічним з'єднанням (див. Гл. 5).

Таблиця 15.12. оксиди азоту

Оксид діазота Інші назви цього з'єднання - закис азоту, звеселяючий газ. Остання назва пов'язана з тим, що вдихання в невеликих дозах викликає конвульсивний сміх. знайшов застосування як анестезуючий засіб. Для отримання в лабораторних і промислових умовах може використовуватися ретельно контрольоване термічний розклад нітрату амонію:

Оскільки ця реакція може протікати з вибухом, нітрат амонію найкраще отримувати безпосередньо на місці його використання. З цією метою нагрівають суміш нітрату натрію та сульфату амонію. Це призводить до утворення нітрату амонію, який розкладається з такою ж швидкістю, з якою його отримують.

Молекула має електронну будову, яке розглядається як резонансний гібрид двох асиметричних форм, що володіють лінійною структурою:

Має солодкуватий запах і дуже легко розчиняється у воді, утворюючи нейтральний розчин. Він має властивості окислювача і може, підтримувати горіння, наприклад вуглецю, сірки і фосфору:

Моноксид азоту NO. Інша назва цього з'єднання - оксид азоту. У лабораторних і промислових умовах його отримують дією -ного водного розчину азотної кислоти на мідь:

Утворюється при грозових розрядах в атмосфері, а також при пропущенні електричного розряду через газоподібну суміш азоту і кисню:

Крім того, NO утворюється як проміжний продукт при каталітичному окисленні аміаку в процесі Оствальда, використовуваному для одержання азотної кислоти.

Електронна будова молекули NO розглядається як резонансний гібрид двох наступних форм:

Відзначимо, що обидві резонансні форми мають по неспарених електронів. Це пояснює наявність у моноксиду азоту парамагнітних властивостей (див. Попередню главу).

Моноксид азоту являє собою при нормальних умовах безбарвний газ, який практично не розчиняється у воді. У твердому і рідкому станах NO виявляє тенденцію до димеризации з утворенням Він володіє відновні властивостіі в присутності повітря набуває коричневе забарвлення через утворення діоксиду азоту:

З'єднуючись з сульфатом заліза (II), NO утворює комплекс коричневого кольору Утворення цього комплексу використовується в аналітичній коричневої кільцевої пробі на нітрати (див. Рис. 15.18).

Діоксид азоту діоксид азоту отримують в лабораторних умовах нагріванням нітрату свинцю (II) (див. Гл. 6):

Зазвичай існує в рівновазі зі своїм димером також розд. 7.1):

Має блідо-жовте забарвлення, буру. При охолодженні цього газу відбувається конденсація з утворенням рідини зеленого кольору.

Електронна будова молекули розглядається як резонансний гібрид двох форм з вигнутою структурою:

При димеризации неспарені електрони кожної з двох молекул усуспільнюється, утворюючи слабку зв'язок Утворений димер за своїм електронною будовоюможе розглядатися як резонансний гібрид двох форм з плоскою структурою:

Діоксид азоту - дуже отруйний газ. Він розчиняється у воді з утворенням азотної та азотної кислот:

Цей газ змінює синє забарвлення лакмусового паперу на червону, чим відрізняється від брому, який теж представляє собою коричневий газ, але знебарвлює лакмусовий папір.

При нагріванні розкладається, утворюючи монооксид азоту:

Забруднення навколишнього середовища оксидами азоту

Оксиди азоту вважаються первинними забруднювачами атмосфери. Вони потрапляють в повітря при згорянні різних палив - горючих копалин. Таке забруднення атмосфери викликають теплові електростанції, нафтопереробні заводи, димові гази промислових підприємств і вихлопні гази автомобільного транспорту. Оксиди азоту (всі вони разом позначаються загальною формулою) здатні викликати двояке забруднення довкілля.

По-перше, вони розчиняються у воді з утворенням азотної та азотної кислоти. Ці кислоти належать до числа вторинних забруднювачів і поряд з сірчистої та сірчаної кислотами призводять до виникнення кислотних дощів (див. Розд. 12.2).

По-друге, оксиди азоту можуть з'єднуватися з вуглеводнями, що призводить до виникнення фотохімічного смогу. Вуглеводні теж потрапляють в атмосферу в результаті спалювання горючих копалин і тому є первинними забруднювачами. Фотохімічний зміг виникає в результаті протікання складної послідовності реакцій, в яких беруть участь радикали (див. Гл. 17). Для протікання першій стадії цього складного процесу необхідна наявність ультрафіолетового сонячного випромінювання. Таке випромінювання викликає наступну фотохимическую реакцію:

Мал. 15.16. Освіта фотохімічного смогу.

Потім кисневий радикал реагує з молекулами кисню, утворюючи молекули шона:

Озон - токсичний газ як для тварин, так і для рослин. Він являє собою вторинний забруднювач атмосфери. Якщо в ній відсутні вуглеводні, озон з'єднується з моноксидом азоту, в результаті чого знову відбувається утворення діоксиду азоту:

Таким чином, у зазначеному «замкнутому циклі» вміст діоксиду азоту в атмосфері підтримується на одному рівні.

Однак при наявності в атмосфері вуглеводнів цей цикл порушується. Озон, який є однією з частин зазначеного циклу, реагує з ненасиченими вуглеводнями, в результаті чого утворюються органічні радикали, наприклад

Ці радикали з'єднуються з оксидами азоту, що призводить до утворення альдегідів і нітратних органічних сполукнаступного типу:

Мал. 15.17. Атмосферні умови, що сприяють утворенню фотохімічного смогу, а- відсутність инверсионного шару, б-наявність інверсійного шару.

Поряд з озоном подібні з'єднання представляють собою вторинні забруднювачі атмосфери, які призводять до виникнення фотохімічного смогу (рис. 15.16).

У багатьох містах світу ця проблема ускладнюється утворенням в атмосфері та званого инверсионного шару (рис. 15.17). Він являє собою шар нагрітого повітря, який розташовується над містом і не дає виходу нижнього шару більш холодного повітря. Цей нагрітий шар зазвичай не містить вологи і володіє максимальною прозорістю для сонячного випромінювання. В результаті відбувається накопичення вторинних забруднювачів, утримуваних в нижньому шарі повітря. Виникає в таких умовах фотохімічний зміг нерідко можна спостерігати як серпанок, що висить над містом в жарку погоду. Ця серпанок обумовлена ​​частинками смогу.

Азотистая кислота і нітрити

Водний розчин азотної кислоти можна отримати в лабораторних умовах, додаючи розбавлену соляну кислотудо холодного розбавленому розчину нітриту натрію:

(Розчин азотної кислоти має блакитне забарвлення.) Отримати нітрит натрію можна сильним нагріванням нітрату натрію; краще, якщо ця реакція відбувається в присутності будь-якого відновлювача, наприклад свинцю:

Нітрит натрію витягують з отриманої суміші розчиненням у воді.

Азотистая кислота слабка і нестійка. Вона має При кімнатній температурі вона диспропорционирует на азотну кислоту і монооксид азоту:

Азотистая кислота і кислі розчини нітритів є окислювачами, проте в присутності більш сильних окислювачів, наприклад підкисленого калію, вони ведуть себе як відновники. Підкислені розчини нітриту натрію мають особливо важливе значення в органічної хімії, Де їх використовують для отримання солей діазонію (див. Гл. 19).

Азотна кислота і нітрати

Чиста азотна кислота являє собою безбарвну димлять на повітрі рідина. Для її отримання в лабораторних умовах нагрівають нітрат натрію або нітрат калію з концентрованої сірчаної кислотою:

Продукт цієї реакції зазвичай має жовте забарвлення, зумовлену наявністю в ньому розчиненого діоксиду азоту, який утворюється в результаті термічного розкладання азотної кислоти:

Водний розчин азотної кислоти має типовими властивостями сильної кислоти. Наприклад, він реагує з підставами, утворюючи нітрати, і з карбонатами, утворюючи діоксид вуглецю.

Розбавлена ​​і концентрована азотна кислота є окислювачами. Концентрована азотна кислота окисляє такі неметали, як вуглець і сірку:

Реакції азотної кислоти з металами протікають по-різному. Кальцій і магній реагують з дуже розведеною азотною кислотою, витісняючи з неї водень. Цинк відновлює розбавлену азотну кислоту, в результаті чого утворюється оксид діазота. Однак для більшості металів більш характерна реакція з розведеною азотною кислотою і освітою моноксиду азоту і реакція з концентрованою

азотною кислотою, що призводить до утворення діоксиду азоту. Як приклад наведемо мідь.

Іодідним іони окислюються азотною кислотою до йоду:

Сірководень і інші неорганічні ковалентні сполуки теж окислюються азотною кислотою:

У органічної хімії азотна кислота використовується в якості нітрит реагенту. З цією метою використовується суміш концентрованих азотної та сірчаної кислот.

Нітрати. Для отримання нітратів різних металів можуть використовуватися реакції азотної кислоти з відповідними металами, їх оксидами, гідридами або карбонатами. Аналітичне виявлення нітратів здійснюється за допомогою коричневої кільцевої проби (рис. 15.18).

Корічненая кільцева проба на нітрати. Випробний речовина розчиняють у воді і доливають до розчину сульфату Потім обережно, по краплях, додають в пробірку з сумішшю цих розчинів концентровану сірчану кислоту, так щоб вона стікала по стінках пробірки і утворилися б два шари рідини (рис. 15.18). Якщо випробувані речовина містить будь-якої нітрат, він реагує із сірчаною кислотою, утворюючи азотну кислоту. Азотна кислота в свою чергу реагує з сульфатом заліза (II), утворюючи комплекс Це призводить до появи коричневого кільця між двома шарами рідини в пробірці і, таким чином, вказує на присутність нітрату в випробуваному речовині.

Всі неорганічні нітрати розчиняються у воді і термічно нестійкі. Нітрати металів розкладаються з утворенням нітриту, оксиду або вільного металу в залежності від положення конкретного металу в електрохімічному ряду:

Нітрат амонію при нагріванні утворює оксид діазота і воду:

Мал. 15.18. Коричнева кільцева проба на нітрати.

Промислове отримання азотної кислоти і нітратів

Промислове отриманняазотної кислоти засноване на проведенні процесу Оствальда. Цей процес складається з трьох стадій.

1. Каталітичне окислення аміаку

Аміак, що отримується за допомогою процесу Габера (див. Розд. 7.2), змішують з повітрям і швидко пропускають над поверхнею платиново-родієвого каталізатора, нагрітого до температури 900 ° С, що призводить до реакції

Ця реакція настільки екзотермічна, що підтримує температуру 900 ° С.

2. Отримання діоксиду азоту

Гази, отримані на 1-й стадії, охолоджують і змішують з повітрям. Це призводить до окислення моноксиду азоту до діоксиду азоту:

3. Отримання розведеної азотної кислоти

Діоксид азоту, отриманий на 2-й стадії, направляють в сталеву поглинальну вежу, де його пропускають назустріч струменів води. Тут протікає реакція

Моноксид азоту повертається в цикл на другу стадію. Отримана таким чином азотна кислота має концентрацію близько 50%. За допомогою перегонки з неї отримують 68% -ву азотну кислоту (азеотропную суміш, яка не піддається подальшому концентрування перегонкою).

Приблизно 80% всієї азотної кислоти, одержуваної таким способом, нейтралізують в надлишку водного розчину аміаку з метою отримання нітрату амонію:

Нітрат амонію використовується як добриво (див. Вище).

Кіслородсодержашіе кислоти також відносяться до гідроксид. Це електроліти, що утворюють при дисоціації у водних розчинах з позитивно заряджених іонів тільки іони водню H +, або, точніше, іони гідроксонію Н 3 О + - гідратований іон водню. Більш загальне визначення: кислоти- це речовини, які є донорами протонів Н +. Залежно від кількості катіонів водню, що утворюються при дисоціації кислоти, кислоти класифікують також як підстави, по основності. Існують одно-, двох-, трьох- і чотирьохосновним кислоти. Наприклад, азотна кислота HNO 3, азотистая кислота HNO 2 -одноосновние кислоти, вугільна кислота H 2 CO 3, сірчана кислота H 2 SO 4 - двохосновні кислоти, ортофосфорна кислота H 3 PO 4 є Трехосновной кислотою, а ортокремнієвої кислота H 4 SiO 4 -четирехосновной кислотою.

Номенклатура кисневмісних кислот: по міжнародної систематичною номенклатуроюназви кисневмісних кислот формуються, як вказувалося раніше, з урахуванням аниона, що входить до складу кислоти. наприклад:

H 3 PO 4 - тріводород тетраоксофосфат (V) або тріводород ортофосфат

H 2 CO 3 - діводород тріоксокарбонат (IV)

HNO 3 - водень тріоксонітрат (V)

Н 2 SiO 3 - діводород тріоксосілікат (IV) або діводород метасиликат

H 2 SO 4 - діводород тетраоксосульфат (VI) (кількість атомів водню в кислотах можна не вказувати)

За систематичною номенклатурою назви кислот використовують рідко, частіше за все застосовують традиційно сформовані назви, які формуються від російської назви елемента (російська номенклатура)за певними правилами (див. таблицю). У таблиці наведено перелік кисневмісних кислот, солі яких найбільш поширені в природі. Слід звернути увагу, що назва кислотного залишкувизначає назву солі і будують його найчастіше по полусістематіческой (міжнародної) номенклатурівід латинської назви елемента. У зв'язку з цим необхідно згадати латинські назви елементів найбільш часто зустрічаються в кислотах, наприклад, N - азот, в російській транскрипції латинської назви звучить як [нітрогеніум], С - вуглець - [карбоніум], S - сірка - [сульфур], Si- кремній - [силіциуму], олово - [станнум], свинець - [плюмбум], миш'як - [арсеникум] і т.д. У таблиці наведені загальні правила, відповідно до яких можна назвати більшість неорганічних кисневмісних кислот інших елементів, їх кислотні залишки і солі.

Таблиця найбільш поширених кисневмісних кислот

Формула кислоти	Назва кислоти з російської номенклатурі	кислотний залишок	Назва кислотного залишку і солі
		SO 4 2- HSO 4 -	сульфат-іон, сульфати, гидросульфат-іон, гидросульфати
H 2 SO 3	cерністая	SO 3 2- HSO 4 -	cульфіт-іон, сульфіти, гідросульфіт-іон, гідросульфіти
HNO 3		NO 3 -	нітрат-іон;
HNO 2	азотистая	NO 2 -	нітрит-іон,
HPO 3	метафосфорная	PO 3 -	метафосфат-іон, метафосфати
H 3 PO 4	ортофосфорна	PO 4 3- H 2 PO 4 - HPO 4 2	ортофосфат-іон, ортофосфати, дигідро (орто) фосфат-іон, дигідро (орто) фосфати, гідро (орто) фосфат-іон, гідро (орто) фосфати
H 4 P 2 O 7	двуфосфорная (Пірофосфорна)	P 2 O 7 4-	пирофосфат-іон, пірофосфати
HPO 2	фосфористая	PO 2 -	ФОСФО-іон,
H 2 CO 3	вугільна	CO 3 2- HCO 3 -	карбонат-іон, карбонати, гідрокарбонат-іон, гідрокарбонати
H 2 SiO 3	метакремнієва	SiO 3 2- HSiO 3 -	метасиликат-іон, Метасилікати, гідрометасілікат-іон, гідрометасікати
H 4 SiO 4	ортокремнієвої	SiO 4 4- H 3 SiO 4 - H 2 SiO 4 2- HSiO 4 3-	ортосілікат-іон; ортосілікати, трігідро (орто) силікат-іон, трігідро (орто) силікати, дигідро (орто) силікат-іон дигідро (орто) силікати, гідроортосілікат-іон, гідроортосілікати
H 2 CrO 4	хромова	CrO 4 -	хромат-іон,
H 2 Cr 2 O 7	двухромову	Cr 2 O 7 2-	біхромат-іон, біхромати
HClПро	хлорнуватиста	ClO -	гіпохлорит-іон, гіпохлорити
HClO 2	хлориста	ClO 2 -	хлорит-іон, хлорити
HClO 3	хлорноватої	ClO 3 -	хлорат-іон, хлорати
HClO 4		ClO 4 -	перхлорат-іон, перхлорати

Гідросолі і назви їх кислотних залишків будуть розглянуті в розділі «солі». Правила назви кисневмісних кислот і кислотних залишків (за винятком тих, які мають тривіальні назви або їх слід називати за систематичною номенклатурою) наступні:

вища с. о. елемента (дорівнює № групи в періодичної системі) - корінь російської назви елемента + закінчення « ая »або« ов ая »

Н

с. о. - ступінь окислення

азваніе

кислородсодержащей

кислоти

С.О. елемента< max – корень русского названия элемента +

закінчення « ізграя »або« ов ізграя »

вища С.О. елемента - корінь латинської назви елемента +

Назва суфікс « ат »

кислотного

залишку

С.О. елемента< max – латинское название элемента + суффикс «іт »

Знаючи наведені правила, легко вивести формули кислот для різних елементів (з урахуванням положення в періодичній системі) і назвати їх. Наприклад, метал Sn - олово (1V гр.) Латинська назва - stannum ( «станнум»):

Max С.О. = +4 Min С.О. = +2

Оксиди: SnO 2 SnO

амфот. амфот.

+ Н 2 Про + Н 2 Про

Н 2 SnO 3 H 2 SnO 2

Оловяний а якислота олов'яні щиракислота

SnO 3 2 SnO 2 2

Станн ат- іон, стану ит-іон,

Na 2 SnO 3 - станат Na Na 2 SnO 2 - стань Na

Оксидів деяких елементів відповідають дві кислоти: мета- і ортокіслота, Формально вони відрізняються на одну молекулу Н2О

висновок формули мета і ортокіслоти(Якщо вони існують у даного елемента): при формальному приєднання до оксиду однієї молекули Н 2 О отримуємо формулу метакіслоти, подальше приєднання ще однієї молекули води до формули метакіслоти дозволяє вивести формулу ортокіслоти. Наприклад, виведемо формулу мета- і ортокіслоти, відповідної оксиду P (V):

+ H 2 O + H 2 O

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

Наведемо приклад оберненої задачі: назвати солі NaBO 2 і K 3 BO 3. Ступінь окислювання атома бору в цих солях дорівнює +3 (перевірте розрахунок), отже, солі утворені від кислотного оксиду В 2 О 3. Якщо в обох солях ступеня окислення бору однакові, а види кислотних залишків різні, то це солі мета- і ортоборної кислоти. Виведемо формули цих кислот:

В 2 О 3 НВО 2

+ Н 2 Про + Н 2 Про

НВО 2 - Метаборна кислота, Н 3 ВО 3 - ортоборна кислота,

солі - метаборати солі - ортоборати

Назви солей: NaBO 2 - метаборат натрію; Na 3 BO 3 - ортоборат натрію.