Какие металлы не реагируют с концентрированной азотной кислотой
Азотная кислота H N O 3 —является сильной одноосновной кислотой-окислителем.
Соединение хорошо растворимо в воде. Концентрированный раствор дымит на воздухе. При обычных условиях вещество не имеет цвета.
Азот в соединении обладает валентностью, равной IV, по причине отсутствия валентности V у азота. Степень окисления азота при этом равна +5. Такая ситуация объясняется образованием атомом азота трех обменных связей и одной донорно-акцепторной. Атом азота играет роль донора электронной пары. В связи с этим, молекула азотной кислоты обладает строением, которое можно описать резонансными структурами:
Если нарисовать дополнительные связи, соединяющие азот и кислород, пунктирной линией, то она будет обозначать делокализованные электроны. Таким образом, формула примет вид:
Физические и химические свойства
Водные растворы H N O 3 :
- «дымящая азотная кислота» обладает массовой долей 0,95 — 0,98;
- концентрированная азотная кислота характеризуется массовой долей 0,6 — 0,7.
В водной среде образуется азеотропная смесь. В процессе кристаллизации азотной кислоты из водных растворов формируются кристаллогидраты:
- моногидрат H N O 3 · H 2 O с температурой плавления −37,62 °C;
- тригидрат H N O 3 · 3 H 2 O с температурой плавления −18,47 °C.
Азотная кислота в твердом агрегатном состоянии способна образовывать следующие кристаллические модификации:
Водные растворы азотной кислоты обладают определенной плотностью, которая является функцией ее концентрации и определяется с помощью уравнения:
d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 - 0 , 359 c 3 , d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 - 0 , 359 c 3 ,
где d — плотность в г / с м 3 , c — массовая доля кислоты.
В том случае, когда требуется описать изменение плотности при концентрации азотной кислоты выше 97%, точность расчетов по данной формуле значительно снижается.
Физические свойства азотной кислоты:
- жидкое агрегатное состояние при нормальных условиях;
- малярная масса 63 , 012 г / м о л ь ;
- плотность 1 , 513 г / с м 3 ;
- температура плавления − 41 , 59 ° C ;
- температура кипения 82 , 6 ° C .
Высококонцентрированная H N O 3 в большинстве случаев обладает бурой окраской. Цвет обусловлен процессом разложения, который протекает на свету:
4 H N O 3 ⟶ 4 N O 2 ↑ + 2 H 2 O + O 2 ↑
В процессе повышения температуры вещество распадается аналогично записанному уравнению. Исключить разложение при перегонке азотной кислоты можно, если создать среду с пониженным давлением. Частичное разложение азотной кислоты происходит в процессе кипения или под действием света.
H N O 3 , являясь сильной одноосновной кислотой, вступает в химические реакции с основными и амфотерными оксидами:
C u O + 2 H N O 3 ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + H 2 O
Z n O + 2 H N O 3 ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + H 2 O
Азотная кислота взаимодействует с основаниями:
K O H + H N O 3 ⟶ K N O 3 + H 2 O
Азотная кислота способна вытеснять слабые кислоты из их солей:
C a C O 3 + 2 H N O 3 ⟶ C a ( N O 3 ) 2 + H 2 O + C O 2 ↑
При любой концентрации азотная кислота играет роль кислоты-окислителя. В процессе происходит восстановление азота до степени окисления от +5 до −3. То, насколько глубоко протекает восстановление, определяется по большей степени природой восстановителя и концентрацией азотной кислоты.
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте. Другие металлы вступают в химические реакции с азотной кислотой. Ход такого взаимодействия зависит от концентрации кислоты. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется.
Являясь кислотой-окислителем, H N O 3 вступает в химические реакции с металлами, которые расположены в ряду напряжений правее водорода. В случае концентрированной азотной кислоты уравнение реакции примет вид:
C u + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O
В том случае, когда в данной реакции участвует разбавленная кислота, процесс будет реализован по следующей схеме:
3 C u + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O
Азотная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода:
Z n + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O
3 Z n + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O
4 Z n + 10 H N O 3 ( 20 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 O ↑ + 5 H 2 O
5 Z n + 12 H N O 3 ( 10 % ) ⟶ 5 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 ↑ + 6 H 2 O
4 Z n + 10 H N O 3 ( 3 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O
Записанные уравнения основаны лишь на доминирующем продукте реакции. Это объясняется тем, что при созданных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций. В качестве примера можно привести процесс химического взаимодействия цинка и азотной кислоты с массовой долей в растворе 30%. Продукты такой реакции содержат больше всего N O , в меньших количествах будут содержаться N O 2 , N 2 O , N 2 и N H 4 N O 3 .
Общую закономерность, которую можно наблюдать в процессе взаимодействия азотной кислоты с металлами, формулируют следующим образом: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:
увеличение концентрации кислоты ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ увеличение активности металла
Некоторые из металлов, в том числе, железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий, вступают в химические реакции с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и сохраняют стабильность при ее воздействии. Азотная кислота в любой концентрации не вступает в химическое взаимодействие с такими металлами, как золото и платина. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются.
Разбавленная азотная кислота вступает в реакцию с железом. В результате образуются продукты восстановления азота и окисления железа:
F e + 4 H N O 3 ( 25 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + N O ↑ + 2 H 2 O
4 F e + 10 H N O 3 ( 2 % ) ⟶ 4 F e ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O
Азотная кислота способна окислять неметаллы. В результате в большинстве случаев происходит восстановление азота до N O или N O 2 :
S + 6 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 6 N O 2 ↑ + 2 H 2 O
S + 2 H N O 3 ( 40 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 2 N O ↑
P + 5 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 3 P O 4 + 5 N O 2 ↑ + H 2 O
3 P + 5 H N O 3 ( 30 % ) + 2 H 2 O ⟶ 3 H 3 P O 4 + 5 N O ↑
Азотная кислота обладает свойством окислять сложные вещества:
F e S + 4 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + S + N O ↑ + 2 H 2 O
Определенные органические соединения, к примеру, амины и скипидар, могут самовозгораться в процессе реакции с концентрированной азотной кислотой.
Смесь, в которую входят азотная и серная кислоты, называют «меланж». Азотная кислота активно применяется в производстве нитросоединений.
В том случае, когда смешивают три объема соляной кислоты и один объем азотной кислоты, получается смесь под названием «царская водка». Этот продукт способен растворять большинство металлов, включая золото и платину. Свойства такого сильного окислителя объясняются формированием атомарного хлора и хлорида нитрозила:
3 H C l + H N O 3 → 150 o C N O C l + C l 2 ↑ + 2 H 2 O
Химические реакции концентрированных азотной и соляной кислот с благородными металлами:
A u + H N O 3 + 4 H C l ⟶ H [ A u C l 4 ] + N O ↑ + 2 H 2 O
3 P t + 4 H N O 3 + 18 H C l ⟶ 3 H 2 [ P t C l 6 ] + 4 N O ↑ + 8 H 2 O
Азотная кислота не вступает в химические реакции со стеклом и фторопластом-4.
Разложение солей азотной кислоты
Азотная кислота относится к типу сильных кислот. Соли кислоты называют нитратами. Данные продукты являются результатом взаимодействия азотной кислоты с металлами или их оксидами и гидроксидами. Каждый нитрат отличается высокой растворимостью в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.
Нагрев солей азотной кислоты приводит к их необратимому разложению. В результате образуются продукты реакции, состав которых зависит от катиона металла, входящего в состав данной соли.
Образование нитратов металлов, которые расположены в ряду напряжений с левой стороны от магния (за исключением лития):
2 K N O 3 → 450 o C 2 K N O 2 + O 2 ↑
Образование нитратов металлов, которые находятся в ряду напряжений между магнием и медью (и лития):
4 A l ( N O 3 ) 3 → 180 o C 2 A l 2 O 3 + 12 N O 2 ↑ + 3 O 2 ↑
Реакция нитратов металлов, находящихся в ряду напряжений с правой стороны от меди:
2 A g N O 3 → 400 o C 2 A g + 2 N O 2 ↑ + O 2 ↑
Реакция нитрата аммония:
N H 4 N O 3 → 240 o C N 2 O ↑ + 2 H 2 O
Нитраты в воде почти не проявляют окислительных свойств. С другой стороны, при высокой температуре, находясь в твердом агрегатном состоянии представляют собой сильные окислители. В качестве примера можно привести сплавления твердых веществ:
F e + 3 K N O 3 + 2 K O H → 420 o C K 2 F e O 4 + 3 K N O 2 + H 2 O
Цинк и алюминий в присутствии щелочного раствора способны восстанавливать нитраты до N H 3 :
3 K N O 3 + 8 A l + 5 K O H + 18 H 2 O → 3 N H 3 ↑ + 8 K [ A l ( O H ) 4 ]
Соли азотной кислоты в виде нитратов нашли применение в качестве удобрений. Почти все виды данных веществ характеризуются высокой степенью растворимости в водной среде. Это объясняет немногочисленность соединений в виде минералов, представленных в природном мире. В качестве исключения можно выделить чилийскую (натриевую) селитру и индийскую селитру (нитрат калия). Нитраты в большинстве своем синтезированы искусственным путем.
Промышленное производство, применение и действие на организм
Азотная кислота — самый крупнотоннажный продукт химической промышленности.
Современным способом синтеза этого вещества является каталитическое окисление синтетического аммиака с применением платино-родиевых катализаторов (процесс Оствальда) до смеси из оксидов азота (нитрозных газов), которые в дальнейшем поглощаются водой:
4 N H 3 + 5 O 2 → P t / R h 4 N O ↑ + 6 H 2 O
2 N O + O 2 → 2 N O 2 ↑
4 N O 2 + O 2 + 2 H 2 O → 4 H N O 3
Записанные реакции являются экзотермическими. Первый процесс носит необратимый характер, а следующие — обратимы. В том случае, когда азотная кислота получена данным методом, ее концентрация определяется технологическим регламентом процесса и соответствует интервалу от 45% до 58%. С целью получения концентрированной азотной кислоты требуется сместить равновесие в третьей реакции, повышая давление до 50 атмосфер.
Первым в истории химии методом получения азотной кислоты, который открыли алхимики, является нагрев смеси селитры и железного купороса:
4 K N O 3 + 2 F e S O 4 · 7 H 2 O → t o F e 2 O 3 + 2 K 2 S O 4 + 2 H N O 3 ↑ + 2 N O 2 ↑ + 6 H 2 O
Синтез чистой азотной кислоты заключается в воздействии концентрированной серной кислоты на селитру. Данный способ открыл Иоганн Рудольф Глаубер:
K N O 3 + H 2 S O 4 → t o K H S O 4 + H N O 3 ↑
«Дымящую азотную кислоту», которая почти не содержит воду, получают путем дальнейшей дистилляции.
Области применения азотной кислоты:
- Выпуск минеральных удобрений.
- Военная промышленность. «Дымящую азотную кислоту» используют для производства взрывчатки, окисления ракетного топлива. Разбавленную азотную кислоту применяют в синтезе разных веществ, включая соединения, обладающие отравляющими свойствами.
- В некоторых случаях азотную кислоту используют в фотографии. С помощью разбавленного раствора подкисляют определенные тонирующие составы.
- Станковая графика. Азотную кислоту применяют для травления печатных форм в виде офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише.
- Изготовление красящих составов и лекарственных препаратов, к примеру, нитроглицерина.
- Ювелирное дело. С помощью азотной кислоты выявляют наличие золота в сплавах.
- Основной органический синтез нитроалканов, анилина, нитроцеллюлозы, тротила и т.д.
Азотная кислота является ядовитым веществом. Степень воздействия соединения на организм отмечена третьим классом опасности. Пары азотной кислоты способны причинить существенный вред, в том числе, раздражение дыхательных путей. Азотная кислота при контакте с кожными покровами оставляет язвы, которые потом достаточно долго заживают.
На коже азотная кислота оставляет желтые следы, что является следствием ксантопротеиновой реакции. В процессе повышения температуры или при воздействии света происходит разложение азотной кислоты. В результате химического процесса образуется высокотоксичный диоксид азота N O 2 в газообразном агрегатном состоянии, имеющий бурую окраску. Максимально допустимая концентрация азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по N O 2 2 м г / м 3 .
Азотная кислота
Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.
Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.
В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.
Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:
Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.
При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в темном месте.
Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная - до NO.
В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.
Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием нитрата и преимущественно NO2.
С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.
В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2, NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3.
Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка с азотной кислотой в различных концентрациях.
Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.
Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.
Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет)
При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.
Соли азотной кислоты - нитраты NO3 -
Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.
В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.
Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.
Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная кислота - до +2.
- Реакции с металлами, основаниями и кислотами
Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Азотная кислота
Холодная концентрированная азотная кислота не вступает в реакцию с алюминием, происходит пассивирование.
2. Реакция концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами сопровождается выделением газа
В реакциях концентрированной азотной кислоты и малоактивных металлов преимущественно выделяется NO2.
3. Если в результате реакции активного металла с азотной кислотой выделилось твердое вещество, то речь идет о
Твердый продукт, образовавшийся в ходе реакции с азотной кислотой, нитрат аммония - NH4NO3
Разложение нитрата аммония протекает по схеме: AgNO3 → Ag + NO2 + O2
Азотной кислотой окрашивает пораженную в результате ожога кожу в желтый цвет.
Азотная кислота
Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.
Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.
Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:
Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.
2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.
3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.
Химические свойства
Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .
1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.
2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):
Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:
3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).
Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:
5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:
Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):
Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.
| Азотная кислота | ||||
| Концентрированная | Разбавленная | |||
| с Fe, Al, Cr | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с щелочными и щелочноземельными металлами | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe |
| пассивация при низкой Т | образуется NO2 | образуется N2O | образуется NO | образуется N2 |
6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).
Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.
Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):
Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:
Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.
Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:
При нагревании до серной кислоты:
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):
8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).
Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.
Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.
Какие металлы не реагируют с концентрированной азотной кислотой
Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.
Общая характеристика элементов Va группы
От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма - полуметалл, висмут - металл.
- N - 2s 2 2p 3
- P - 3s 2 3p 3
- As - 4s 2 4p 3
- Sb - 5s 2 5p 3
- Bi - 6s 2 6p 3
Основное и возбужденное состояние азота
При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно - возбужденное состояние у азота отсутствует.
Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.
Природные соединения
- Воздух - во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
- Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
- KNO3 - индийская селитра, калиевая селитра
- NaNO3 - чилийская селитра, натриевая селитра
- NH4NO3 - аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)
Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.
В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.
Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.
В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония
Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.
Азот восхищает - он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.
Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.
Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.
Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.
Аммиак
Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.
В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.
В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.
Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.
- Реакция с водой
Образует нестойкое соединение - гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.
Соли аммония
Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода - реакция идет.
- Реакции с кислотами
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония - NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
Оксид азота I - N2O
Закись азота, веселящий газ - N2O - обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.
Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:
Оксид азота I разлагается на азот и кислород:
Оксид азота II - NO
Окись азота - NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.
В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.
В лабораторных условиях - в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.
На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа - оксида азота IV - NO2.
Оксид азота III - N2O3
При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.
Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры - 36 °C.
При охлаждении газов образуется оксид азота III.
Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте - HNO2, соли которой называются нитриты (NO2 - ). Реагирует с водой, основаниями.
Оксид азота IV - NO2
Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.
В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при разложении нитратов.
Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
Окисляет SO2 в SO3 - на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам - азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.
Соляная кислота ( HCl )
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:
Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:
Me + HCl соль + H 2 ↑
При этом соль представляет собой хлорид металла ( NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.
Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co 2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ и др .
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление
3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление
Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца ( II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2 ↑
Серная кислота ( H 2 SO 4 )
В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.
Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя.
Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
Химическая реакция протекает по схеме:
1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
Mn 0 → Mn 2+ и др .
Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.
Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера, находящаяся в высшей степени окисления ( S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.
Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:
Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4
Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:
Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла: чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
Алюминий ( Al ) и железо ( Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты:
Fe 0 → Fe 3+ ,
Cr 0 → Cr 3+ ,
Mn 0 → Mn 4+ ,
Sn 0 → Sn 4+
Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 )2 .
Читайте также: