Salpetersäure Seite 3

Oxidierende Eigenschaften von Salpetersäure Seite 3

Nitrate Seite 6

Industrielle Produktion von Salpetersäure Seite 7

Stickstoffkreislauf in der Natur Seite 8

6. Literaturverzeichnis Seite 10

1. Salpetersäure. Reine Salpetersäure HNO ist eine farblose Flüssigkeit mit einer Dichte von 1,51 g/cm bei -42°C, die zu einer transparenten kristallinen Masse erstarrt. In der Luft "raucht" es wie konzentrierte Salzsäure, da seine Dämpfe mit "Luftfeuchte" kleine Nebeltröpfchen bilden,

Salpetersäure unterscheidet sich nicht in der Stärke. Bereits unter Lichteinfluss zersetzt sie sich allmählich:

Je höher die Temperatur und je konzentrierter die Säure, desto schneller die Zersetzung. Das freigesetzte Stickstoffdioxid löst sich in der Säure und verleiht ihr eine braune Farbe.

Salpetersäure ist eine der stärksten Säuren; in verdünnten Lösungen zerfällt es vollständig in H- und NO-Ionen.

2. Oxidierende Eigenschaften von Salpetersäure. Eine charakteristische Eigenschaft der Salpetersäure ist ihre ausgeprägte Oxidationsfähigkeit. Salpetersäure ist eines der energiereichsten Oxidationsmittel. Viele Nichtmetalle werden dadurch leicht oxidiert und verwandeln sich in die entsprechenden Säuren. Wenn also Schwefel mit Salpetersäure gekocht wird, oxidiert er allmählich zu Schwefelsäure, Phosphor zu Phosphorsäure. Eine glimmende Glut, eingetaucht in konzentriertes HNO, lodert hell auf.

Salpetersäure wirkt auf fast alle Metalle (mit Ausnahme von Gold, Platin, Tantal, Rhodium, Iridium) und wandelt sie in Nitrate und einige Metalle in Oxide um.

Konzentrierte HNO passiviert einige Metalle. Lomonosov entdeckte auch, dass sich Eisen, das sich leicht in verdünnter Salpetersäure auflöst, nicht in kalter konzentrierter HNO auflöst. Später wurde festgestellt, dass Salpetersäure eine ähnliche Wirkung auf Chrom und Aluminium hat. Diese Metalle gehen unter Einwirkung von konzentrierter Salpetersäure in einen passiven Zustand über.

Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Salpetersäure beträgt 4-5. Als Oxidationsmittel kann HNO zu verschiedenen Produkten reduziert werden:

Welcher dieser Stoffe gebildet wird, dh wie stark Salpetersäure in dem einen oder anderen Fall reduziert wird, hängt von der Art des Reduktionsmittels und von den Reaktionsbedingungen ab, in erster Linie von der Konzentration der Säure. Je höher die Konzentration von HNO ist, desto weniger tief wird es reduziert. Bei Reaktionen mit konzentrierter Säure wird es am häufigsten freigesetzt. Bei Wechselwirkungen verdünnter Salpetersäure mit niederaktiven Metallen, z. B. mit Kupfer, NEIN. Bei aktiveren Metallen - Eisen, Zink - wird gebildet. Hochverdünnte Salpetersäure reagiert mit aktiven Metallen - Zink, Magnesium, Aluminium - unter Bildung eines Ammoniumions, das mit Säure Ammoniumnitrat ergibt. Meist werden mehrere Produkte gleichzeitig gebildet.

Zur Veranschaulichung präsentieren wir Reaktionsschemata der Oxidation bestimmter Metalle mit Salpetersäure;

Unter Einwirkung von Salpetersäure auf Metalle wird in der Regel kein Wasserstoff freigesetzt.

Bei der Oxidation von Nichtmetallen wird konzentrierte Salpetersäure wie bei Metallen z. B. zu reduziert

Eine verdünntere Säure wird normalerweise zu NO reduziert, zum Beispiel:

Die obigen Schemata veranschaulichen die typischsten Fälle der Wechselwirkung von Salpetersäure mit Metallen und Nichtmetallen. Im Allgemeinen sind Redoxreaktionen, die unter Beteiligung stattfinden, komplex.

Man nennt eine Mischung, die aus 1 Volumen Salpetersäure und 3-4 Volumen konzentrierter Salzsäure besteht königlicher Wodka. Royal Vodka löst einige Metalle auf, die nicht mit Salpetersäure interagieren, einschließlich des "Königs der Metalle" - Gold. Seine Wirkung erklärt sich aus der Tatsache, dass Salpetersäure Salzsäure unter Freisetzung von freiem Chlor und Bildung oxidiert Stickstoffchlorid a(III) oder Nitrosylchlorid, :

Nitrosylchlorid ist ein Zwischenprodukt der Reaktion und zerfällt:

Chlor besteht zum Zeitpunkt der Freisetzung aus Atomen, was die hohe Oxidationsfähigkeit von Königswasser bestimmt. Die Oxidationsreaktionen von Gold und Platin laufen hauptsächlich nach den folgenden Gleichungen ab.

Mit einem Überschuss an Salzsäure bilden Gold(III)-Chlorid und Platin(IV)-Chlorid Komplexverbindungen

Salpetersäure wirkt auf viele organische Substanzen in der Weise, dass ein oder mehrere Wasserstoffatome im Molekül der organischen Verbindung durch Nitrogruppen ersetzt werden. Dieser Prozess wird Nitrierung genannt und ist in der organischen Chemie von großer Bedeutung.

Salpetersäure ist eine der wichtigsten Stickstoffverbindungen: Sie wird in großen Mengen bei der Herstellung von Stickstoffdüngemitteln, Sprengstoffen und organischen Farbstoffen verbraucht, dient als Oxidationsmittel in vielen chemischen Prozessen, wird bei der Herstellung von Schwefelsäure durch die Salpetersäure verwendet Verfahren und wird zur Herstellung von Zelluloselacken, Filmen verwendet.

3. Nitrate. Salze der Salpetersäure werden Nitrate genannt. Alle lösen sich gut in Wasser und zersetzen sich beim Erhitzen unter Freisetzung von Sauerstoff. Gleichzeitig gehen Nitrate der aktivsten Metalle in Nitrite über:

Nitrate der meisten anderen Metalle zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid, Sauerstoff und Stickstoffdioxid. Zum Beispiel:

Schließlich zersetzen sich Nitrate der am wenigsten aktiven Metalle (z. B. Silber, Gold) beim Erhitzen in ein freies Metall:

Leicht Sauerstoff abspaltende Nitrate sind bei hohen Temperaturen energetische Oxidationsmittel. Ihre wässrigen Lösungen hingegen zeigen fast keine oxidierenden Eigenschaften.

Die wichtigsten sind Natrium-, Kalium-, Ammonium- und Calciumnitrate, die in der Praxis als Salpeter bezeichnet werden.

Natriumnitrat oder Natriumnitrat, manchmal auch genannt Chilenischer Salpeter, gefunden in in großer Zahl in der Natur nur in Chile.

Kaliumnitrat, oder Kaliumnitrat, kommt in geringen Mengen auch in der Natur vor, wird aber hauptsächlich künstlich durch die Wechselwirkung von Natriumnitrat mit Kaliumchlorid gewonnen.

Beide Salze werden als Düngemittel verwendet, und Kaliumnitrat enthält zwei für Pflanzen notwendige Elemente: Stickstoff und Kalium. Natrium- und Kaliumnitrate werden auch in der Glasherstellung und in der Lebensmittelindustrie zur Lebensmittelkonservierung verwendet.

Calciumnitrat oder Calciumnitrat, in großen Mengen durch Neutralisation von Salpetersäure mit Kalk gewonnen; als Dünger eingesetzt.

4. Industrielle Herstellung von Salpetersäure. Moderne industrielle Verfahren zur Herstellung von Salpetersäure basieren auf der katalytischen Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff. Bei der Beschreibung der Eigenschaften von Ammoniak wurde darauf hingewiesen, dass es in Sauerstoff verbrennt und die Reaktionsprodukte Wasser und freier Stickstoff sind. In Gegenwart von Katalysatoren kann die Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff jedoch anders verlaufen. Wird ein Gemisch aus Ammoniak mit Luft über den Katalysator geleitet, so tritt bei 750 °C und einer bestimmten Zusammensetzung des Gemisches ein nahezu vollständiger Umsatz ein

Die gebildete geht leicht in Salpetersäure über, die mit Wasser in Gegenwart von Luftsauerstoff entsteht.

Legierungen auf Platinbasis werden als Katalysatoren bei der Oxidation von Ammoniak verwendet.

Durch Oxidation von Ammoniak erhaltene Salpetersäure hat eine Konzentration von nicht mehr als 60 %. Wenn nötig, konzentrieren Sie sich

Die Industrie produziert verdünnte Salpetersäure mit einer Konzentration von 55, 47 und 45 % und konzentrierte - 98 und 97 %. Konzentrierte Säure wird in Aluminiumtanks transportiert, verdünnt - in säurebeständigen Stahltanks.

5. Der Stickstoffkreislauf in der Natur. Beim Zerfall von organischem Material wird ein erheblicher Teil des darin enthaltenen Stickstoffs in Ammoniak umgewandelt, das dann unter dem Einfluss von im Boden lebenden Nitrifikationsbakterien zu Salpetersäure oxidiert wird. Letzteres reagiert mit Karbonaten im Boden, beispielsweise mit Kalziumkarbonat, und bildet Nitrate:

Ein Teil des Stickstoffs wird beim Zerfall immer in freier Form in die Atmosphäre freigesetzt. Freier Stickstoff wird auch bei der Verbrennung von organischen Stoffen, bei der Verbrennung von Brennholz, Kohle und Torf freigesetzt. Darüber hinaus gibt es Bakterien, die bei unzureichendem Luftzugang Sauerstoff aus Nitraten aufnehmen und diese unter Freisetzung von freiem Stickstoff zerstören können. Die Aktivität dieser denitrifizierenden Bakterien führt dazu, dass ein Teil des Stickstoffs aus der für Grünpflanzen verfügbaren Form (Nitrate) in die unzugängliche Form (freier Stickstoff) übergeht. So kehrt bei weitem nicht der gesamte Stickstoff, der Teil der abgestorbenen Pflanzen war, in den Boden zurück; ein Teil davon wird nach und nach in freier Form freigegeben.

Der fortwährende Verlust an mineralischen Stickstoffverbindungen hätte längst zum völligen Ende des Lebens auf der Erde führen müssen, wenn es nicht Prozesse in der Natur gäbe, die den Stickstoffverlust kompensieren. Zu diesen Prozessen gehören zum einen die in der Atmosphäre auftretenden elektrischen Entladungen, bei denen immer eine gewisse Menge an Stickoxiden gebildet wird; letztere ergeben mit Wasser Salpetersäure, die im Boden zu Nitraten wird. „Eine weitere Quelle für den Nachschub an Stickstoffverbindungen im Boden ist die lebenswichtige Aktivität der sogenannten Azotobakterien, die in der Lage sind, Luftstickstoff aufzunehmen. Einige dieser Bakterien siedeln sich an den Wurzeln von Pflanzen aus der Familie der Leguminosen an und verursachen die Bildung von charakteristischen Schwellungen – „Knötchen", weshalb sie auch als Wurzelknöllchenbakterien bezeichnet werden. Knöllchenbakterien verarbeiten diesen durch die Aufnahme von Luftstickstoff zu Stickstoffverbindungen, die Pflanzen wiederum zu Proteinen und anderen komplexen Stoffen.

Somit findet in der Natur ein kontinuierlicher Stickstoffkreislauf statt. Allerdings werden jedes Jahr mit der Ernte die eiweißreichsten Pflanzenteile wie Getreide von den Feldern entfernt. Daher ist es notwendig, Düngemittel auf den Boden aufzubringen, um den Verlust der wichtigsten Pflanzennährstoffe auszugleichen.

Die Erforschung der Pflanzenernährung und deren Ertragssteigerung durch den Einsatz von Düngemitteln ist Gegenstand eines speziellen Zweiges der Chemie, der Agrochemie.

Salpetersäure- eine farblose, "rauchende" Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Chemische Formel von HNO3.

physikalische Eigenschaften. Bei einer Temperatur von 42 °C erstarrt es in Form von weißen Kristallen. Wasserfreie Salpetersäure siedet bei Atmosphärendruck und 86 °C. Mischt sich mit Wasser in beliebigen Anteilen.

Unter Lichteinfluss zerfällt konzentrierte HNO3 zu Stickoxiden:

HNO3 wird kühl und dunkel gelagert. Die Stickstoffvalenz darin ist 4, die Oxidationsstufe ist +5, die Koordinationszahl ist 3.

HNO3 ist eine starke Säure. In Lösungen zerfällt es vollständig in Ionen. Wechselwirkungen mit basischen Oxiden und Basen, mit Salzen schwächerer Säuren. HNO3 hat eine starke Oxidationskraft. Je nach Konzentration, Aktivität des wechselwirkenden Metalls und Bedingungen können bei gleichzeitiger Nitratbildung zu Verbindungen zurückgewonnen werden:

1) konzentriert HN03, in Wechselwirkung mit niederaktiven Metallen, wird zu Stickstoffmonoxid (IV) NO2 reduziert:

2) Wenn die Säure verdünnt wird, wird sie zu Stickstoffmonoxid (II) NO reduziert:

3) Aktivere Metalle reduzieren Dünnsäure zu Stickoxid (I) N2O:

Eine sehr verdünnte Säure wird zu Ammoniumsalzen reduziert:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti reagieren nicht mit konzentrierter HNO3, während Al, Fe, Co und Cr „passiviert“ werden.

4) HNO3 reagiert mit Nichtmetallen und reduziert sie zu den entsprechenden Säuren, während sie selbst zu Oxiden reduziert wird:

5) HNO3 oxidiert einige Kationen und Anionen und anorganische kovalente Verbindungen.

6) interagiert mit vielen organischen Verbindungen - die Nitrierungsreaktion.

Industrielle Herstellung von Salpetersäure: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Ammoniak– NO wird zu NO2 umgewandelt, das mit Wasser in Gegenwart von Luftsauerstoff Salpetersäure ergibt.

Der Katalysator sind Platinlegierungen. Die resultierende HNO3 beträgt nicht mehr als 60 %. Bei Bedarf wird es konzentriert. Die Industrie produziert verdünntes HNO3 (47–45 %) und konzentriertes HNO3 (98–97 %). Konzentrierte Säure wird in Aluminiumtanks transportiert, verdünnte Säure in säurebeständigen Stahltanks.

34. Phosphor

Phosphor(R) ist in der 3. Periode, in der V-Gruppe, der Hauptuntergruppe des Periodensystems von D.I. Mendelejew. Ordnungszahl 15, Kernladung +15, Ar = 30,9738 a.u. m ... hat 3 Energieniveaus, auf der Energiehülle befinden sich 15 Elektronen, davon 5 Valenzen. Phosphor hat eine d-Unterebene. Elektronische Konfiguration R: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Sp3-Hybridisierung ist charakteristisch, seltener sp3d1. Phosphorwertigkeit - III, V. Die charakteristischste Oxidationsstufe ist +5 und -3, weniger charakteristisch: +4, +1, -2, -3. Phosphor kann sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen: Elektronen aufnehmen und abgeben.

Molekülstruktur: Die Fähigkeit zur Bildung einer &bgr;-Bindung ist weniger ausgeprägt als die von Stickstoff – bei gewöhnlicher Temperatur in der Gasphase liegt Phosphor in Form von P4-Molekülen vor, die die Form gleichseitiger Pyramiden mit Winkeln von 60 ° haben. Die Bindungen zwischen Atomen sind kovalent, unpolar. Jedes P-Atom im Molekül ist durch drei andere Atome verbunden?-Bindungen.

Physikalische Eigenschaften: Phosphor bildet drei allotrope Modifikationen: weiß, rot und schwarz. Jede Modifikation hat ihren eigenen Schmelz- und Gefrierpunkt.

Chemische Eigenschaften:

1) Beim Erhitzen dissoziiert P4 reversibel:

2) über 2000 °C zerfällt P2 in Atome:

3) Phosphor geht Verbindungen mit Nichtmetallen ein:

Es verbindet sich direkt mit allen Halogenen: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

Bei der Wechselwirkung mit Metallen bildet Phosphor Phosphide:

In Verbindung mit Wasserstoff bildet es Phosphingas: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff bildet es P2O5-Anhydrid: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Erhalt: Phosphor wird durch Calcinieren der Mischung erhalten Ca3(S O4 )2 mit Sand und Koks in einem Elektroofen bei einer Temperatur von 1500 °C ohne Luftzutritt: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

Phosphor kommt in der Natur nicht in reiner Form vor, sondern entsteht durch chemische Aktivität. Die wichtigsten natürlichen Phosphorverbindungen sind Mineralien: Ca3(PO4)2 - Phosphorit; Ca3(PO4)2?CaF2 (oder CaCl) oder Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 ist Apatit. Die biologische Bedeutung von Phosphor ist groß. Phosphor ist Bestandteil einiger pflanzlicher und tierischer Proteine: Milcheiweiß, Blut, Gehirn und Nervengewebe. Eine große Menge davon findet sich in den Knochen von Wirbeltieren in Form von Verbindungen: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 und 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Phosphor ist ein wesentlicher Bestandteil von Nukleinsäuren und spielt eine Rolle bei der Übertragung von Erbinformationen. Phosphor findet sich im Zahnschmelz, in Geweben in Form von Lecithin, einer Verbindung von Fetten mit Phosphoroglycerinestern.

DEFINITION

Rein Salpetersäure- eine farblose Flüssigkeit, die sich bei -42 o C zu einer transparenten kristallinen Masse verfestigt (die Struktur des Moleküls ist in Abb. 1 dargestellt).

An der Luft "raucht" es wie konzentrierte Salzsäure, da seine Dämpfe mit Luftfeuchtigkeit kleine Nebeltröpfchen bilden.

Salpetersäure ist nicht stark. Bereits unter Lichteinfluss zersetzt es sich allmählich:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Je höher die Temperatur und je konzentrierter die Säure, desto schneller die Zersetzung. Das freigesetzte Stickstoffdioxid löst sich in der Säure und verleiht ihr eine braune Farbe.

Reis. 1. Die Struktur des Salpetersäuremoleküls.

Tabelle 1. Physikalische Eigenschaften von Salpetersäure.

Salpetersäure erhalten

Salpetersäure entsteht durch Einwirkung von Oxidationsmitteln auf salpetrige Säure:

5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Wasserfreie Salpetersäure kann durch Destillation unter vermindertem Druck einer konzentrierten Salpetersäurelösung in Gegenwart von P 4 O 10 oder H 2 SO 4 in allen Glasgeräten ohne Schmierung im Dunkeln erhalten werden.

Das industrielle Verfahren zur Herstellung von Salpetersäure basiert auf der katalytischen Oxidation von Ammoniak über erhitztem Platin:

NH 3 + 2 O 2 \u003d HNO 3 + H 2 O.

Chemische Eigenschaften von Salpetersäure

Salpetersäure ist eine der stärksten Säuren; in verdünnten Lösungen dissoziiert es vollständig in Ionen. Seine Salze werden Nitrate genannt.

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -.

Eine charakteristische Eigenschaft der Salpetersäure ist ihre ausgeprägte Oxidationsfähigkeit. Salpetersäure ist eines der energiereichsten Oxidationsmittel. Viele Nichtmetalle werden dadurch leicht oxidiert und verwandeln sich in die entsprechenden Säuren. Wenn also Schwefel mit Salpetersäure gekocht wird, oxidiert er allmählich zu Schwefelsäure, Phosphor zu Phosphorsäure. Eine glimmende Glut, eingetaucht in konzentrierte HNO 3 , lodert hell auf.

Salpetersäure wirkt auf fast alle Metalle (mit Ausnahme von Gold, Platin, Tantal, Rhodium, Iridium) und wandelt sie in Nitrate und einige Metalle in Oxide um.

Konzentrierte Salpetersäure passiviert einige Metalle.

Wenn verdünnte Salpetersäure mit inaktiven Metallen wie Kupfer reagiert, wird Stickstoffdioxid freigesetzt. Bei aktiveren Metallen - Eisen, Zink - wird Distickstoffoxid gebildet. Hochverdünnte Salpetersäure reagiert mit aktiven Metallen - Zink, Magnesium, Aluminium - unter Bildung eines Ammoniumions, das mit Säure Ammoniumnitrat ergibt. Meist werden mehrere Produkte gleichzeitig gebildet.

Cu + HNO 3 (Konz) = Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O;

Cu + HNO 3 (verdünnt) = Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O;

Mg + HNO 3 (verdünnt) = Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + H 2 O;

Zn + HNO 3 (stark verdünnt) = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O.

Unter Einwirkung von Salpetersäure auf Metalle wird in der Regel kein Wasserstoff freigesetzt.

S + 6HNO 3 \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O;

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO.

Eine Mischung aus 1 Volumen Salpetersäure und 3-4 Volumen konzentrierter Salzsäure wird als Königswasser bezeichnet. Royal Vodka löst einige Metalle auf, die nicht mit Salpetersäure interagieren, einschließlich des "Königs der Metalle" - Gold. Seine Wirkung erklärt sich aus der Tatsache, dass Salpetersäure Salzsäure unter Freisetzung von freiem Chlor und der Bildung von Stickstoff (III) -chlorid oder Nitrosylchlorid, NOCl, oxidiert:

HNO 3 + 3 HCl \u003d Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl.

Die Verwendung von Salpetersäure

Salpetersäure ist eine der wichtigsten Stickstoffverbindungen: Sie wird in großen Mengen bei der Herstellung von Stickstoffdüngemitteln, Sprengstoffen und organischen Farbstoffen verbraucht, dient als Oxidationsmittel in vielen chemischen Prozessen, wird bei der Herstellung von Schwefelsäure durch die Salpetersäure verwendet Verfahren und wird zur Herstellung von Zelluloselacken, Filmen verwendet.

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Besondere Eigenschaften von Salpeter- und konzentrierter Schwefelsäure.

Salpetersäure- HNO3, eine sauerstoffhaltige einbasige starke Säure. Feste Salpetersäure bildet zwei kristalline Modifikationen mit monoklinen und rhombischen Gittern. Salpetersäure ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. In wässrigen Lösungen dissoziiert es fast vollständig in Ionen. Es bildet mit Wasser ein azeotropes Gemisch mit einer Konzentration von 68,4 % und einem Siedepunkt von 120 °C bei 1 atm. Zwei feste Hydrate sind bekannt: Monohydrat (HNO3 H2O) und Trihydrat (HNO3 · 3H2O).
Hochkonzentriertes HNO3 ist aufgrund des Zersetzungsprozesses im Licht normalerweise braun gefärbt:

HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O

Beim Erhitzen zersetzt sich Salpetersäure nach der gleichen Reaktion. Salpetersäure kann nur unter vermindertem Druck (ohne Zersetzung) destilliert werden.

Salpetersäure ist starkes Oxidationsmittel Da konzentrierte Salpetersäure Schwefel zu Schwefelsäure und Phosphor zu Phosphorsäure oxidiert, entzünden sich einige organische Verbindungen (z. B. Amine und Hydrazin, Terpentin) spontan bei Kontakt mit konzentrierter Salpetersäure.

Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Salpetersäure beträgt 4-5. Als Oxidationsmittel kann HNO zu verschiedenen Produkten reduziert werden:

Welcher dieser Stoffe gebildet wird, dh wie stark Salpetersäure in dem einen oder anderen Fall reduziert wird, hängt von der Art des Reduktionsmittels und von den Reaktionsbedingungen ab, in erster Linie von der Konzentration der Säure. Je höher die HNO-Konzentration ist, desto weniger tief wird sie reduziert. Bei Reaktionen mit konzentrierter Säure wird es am häufigsten freigesetzt.

Im Zusammenspiel mit verdünnter Salpetersäure mit niederaktiven Metallen B. bei Kupfer, wird NO freigesetzt. Bei aktiveren Metallen - Eisen, Zink - wird gebildet.

Stark verdünnte Salpetersäure reagiert mit aktive Metalle-Zink, Magnesium, Aluminium - unter Bildung eines Ammoniumions, das mit Säure Ammoniumnitrat ergibt. Meist werden mehrere Produkte gleichzeitig gebildet.

Gold, einige Metalle der Platingruppe und Tantal sind gegenüber Salpetersäure im gesamten Konzentrationsbereich inert, die übrigen Metalle reagieren mit ihr, der Reaktionsverlauf wird durch ihre Konzentration bestimmt. So reagiert konzentrierte Salpetersäure mit Kupfer zu Stickstoffdioxid und verdünnter Salpetersäure - Stickoxid (II):

Cu + 4HNO3 ----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O

3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Meist Metall c mit Salpetersäure unter Freisetzung von Stickoxiden in verschiedenen Oxidationsstufen oder Mischungen davon reagieren, verdünnte Salpetersäure kann bei Reaktion mit Aktivmetallen unter Freisetzung von Wasserstoff und Reduktion des Nitrations zu Ammoniak reagieren.

Einige Metalle (Eisen, Chrom, Aluminium), die mit verdünnter Salpetersäure reagieren, werden durch konzentrierte Salpetersäure passiviert und sind gegen ihre Wirkung resistent.

Eine Mischung aus Salpeter- und Schwefelsäure wird als Melange bezeichnet. Salpetersäure wird häufig verwendet, um Nitroverbindungen zu erhalten.

Eine Mischung aus drei Volumen Salzsäure und einem Volumen Salpetersäure wird als Königswasser bezeichnet. Royal Wodka löst die meisten Metalle auf, einschließlich Gold. Seine starke Oxidationsfähigkeit beruht auf dem entstehenden atomaren Chlor und Nitrosylchlorid:

3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 = 2H2O

Schwefelsäure- eine schwere ölige Flüssigkeit, die keine Farbe hat. Mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar.

konzentrierte Schwefelsäurenimmt aktiv Wasser aus der Luft auf, nimmt es anderen Stoffen weg. Wenn organische Substanzen in konzentrierte Schwefelsäure gelangen, werden sie verkohlt, z. B. Papier:

(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C

Wenn konzentrierte Schwefelsäure mit Zucker in Wechselwirkung tritt, entsteht eine poröse Kohlemasse, ähnlich einem gehärteten schwarzen Schwamm:

C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q

Chemische Eigenschaften von verdünnter und konzentrierter Schwefelsäure sind anders.

verdünnte Lösungen Schwefelsäure reagieren mit Metallen in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff gelegen, mit Bildung von Sulfaten und Freisetzung von Wasserstoff.

konzentrierte Lösungen Schwefelsäure weist aufgrund des Vorhandenseins eines Schwefelatoms in ihren Molekülen in der höchsten Oxidationsstufe (+6) starke Oxidationseigenschaften auf, daher ist konzentrierte Schwefelsäure ein starkes Oxidationsmittel. So werden einige Nichtmetalle oxidiert:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O

P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

Sie interagiert mit Metallen befindet sich in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen rechts von Wasserstoff (Kupfer, Silber, Quecksilber) unter Bildung von Sulfaten, Wasser und Schwefelreduktionsprodukten. konzentrierte Lösungen Schwefelsäure reagiere nicht mit Gold und Platin aufgrund ihrer geringen Aktivität.

a) niederaktive Metalle reduzieren Schwefelsäure zu Schwefeldioxid SO2:

Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O

2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

b) mit Metallen mittlerer Aktivität sind Reaktionen unter Freisetzung eines der drei Produkte der Schwefelsäurereduktion möglich:

Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O

c) Schwefel oder Schwefelwasserstoff kann mit aktiven Metallen freigesetzt werden:

8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O

6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O

d) konzentrierte Schwefelsäure interagiert nicht mit Aluminium, Eisen, Chrom, Kobalt, Nickel in der Kälte (dh ohne Erhitzen) - diese Metalle werden passiviert. Daher kann Schwefelsäure in Eisenbehältern transportiert werden. Beim Erhitzen können jedoch sowohl Eisen als auch Aluminium damit interagieren:

2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

DANN. die Tiefe der Schwefelreduktion hängt von den reduzierenden Eigenschaften von Metallen ab. Aktive Metalle (Natrium, Kalium, Lithium) reduzieren Schwefelsäure zu Schwefelwasserstoff, Metalle im Spannungsbereich von Aluminium zu Eisen zu freiem Schwefel und Metalle mit geringerer Aktivität zu Schwefeldioxid.

Säuren bekommen.

1. Anoxische Säuren werden durch die Synthese von Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen aus einfachen Stoffen und die anschließende Auflösung der resultierenden Produkte in Wasser gewonnen

Nichtmetall + H 2 \u003d Wasserstoffverbindung eines Nichtmetalls

H 2 + Cl 2 \u003d 2 HCl

2. Oxosäuren werden durch die Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser erhalten.

Säureoxid + H 2 O \u003d Oxosäure

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

3. Die meisten Säuren können durch Umsetzung von Salzen mit Säuren erhalten werden.

Salz + Säure = Salz + Säure

2NaCl + H 2 SO 4 \u003d 2 HCl + Na 2 SO 4

Basen sind komplexe Substanzen, deren Moleküle aus einem Metallatom und einer oder mehreren Hydroxidgruppen bestehen.

Basen sind Elektrolyte, die unter Bildung von Metallkationen und Hydroxidanionen dissoziieren.

Zum Beispiel:
KOH \u003d K +1 + OH -1

6.Klassifizierung der Basen:

1. Nach der Anzahl der Hydroxylgruppen im Molekül:

a) Eine Säure, deren Moleküle eine Hydroxidgruppe enthalten.

b) Disäure, deren Moleküle zwei Hydroxidgruppen enthalten.

c) Dreisäure, deren Moleküle drei Hydroxidgruppen enthalten.
2. Durch Löslichkeit in Wasser: Löslich und unlöslich.

7. Physikalische Eigenschaften der Basen:

Alle anorganischen Basen sind Feststoffe (außer Ammoniumhydroxid). Die Basen haben eine andere Farbe: Kaliumhydroxid ist weiß, Kupferhydroxid ist blau und Eisenhydroxid ist rotbraun.

Löslich Gründe bilden Lösungen, die sich seifig anfühlen, wodurch diese Substanzen benannt werden Alkali.

Alkalien bilden nur 10 Elemente des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev: 6 Alkalimetalle - Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium, Francium und 4 Erdalkalimetalle - Calcium, Strontium, Barium, Radium.

8. Chemische Eigenschaften von Basen:

1. Wässrige Lösungen von Laugen verändern die Farbe der Indikatoren. Phenolphthalein - Himbeere, Methylorange - Gelb. Dies wird durch die freie Anwesenheit von Hydroxogruppen in Lösung gewährleistet. Deshalb geben schwerlösliche Basen keine solche Reaktion.

2. interagieren :

a) mit Säuren: Base + Säure = Salz + H 2 O

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

b)c saure Oxide: Alkali + Säureoxid \u003d Salz + H 2 O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

c) mit Lösungen: Alkalilösung + Salzlösung = Neue Base + Neues Salz

2NaOH + CuSO 4 \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

d) mit amphotere Metalle: Zn + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2

Amphotere Hydroxide:

a) Reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser:

Kupfer(II)hydroxid + 2HBr = CuBr2 + Wasser.

b). Reaktion mit Alkalien: Ergebnis - Salz und Wasser (Bedingung: Fusion):

Zn(OH)2 + 2CsOH = Salz + 2H2O.

in). Sie reagieren mit starken Hydroxiden: Das Ergebnis sind Salze, wenn die Reaktion in einer wässrigen Lösung stattfindet: Cr (OH) 3 + 3RbOH \u003d Rb3

Wasserunlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen in ein basisches Oxid und Wasser:

Unlösliche Base = Basisches Oxid + H 2 O

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

Salz - dies sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in Säuremolekülen durch Metallatome oder dies sind Produkte der Substitution von Hydroxidgruppen in basischen Molekülen durch Säurereste .

Salz- Dies sind Elektrolyte, die dissoziieren, um Kationen eines Metallelements und Anionen eines Säurerests zu bilden.

Zum Beispiel:

K 2 CO 3 \u003d 2K +1 + CO 3 2-

Einstufung:

normale Salze. Dies sind Produkte des vollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einem Säuremolekül durch Nichtmetallatome oder Produkte des vollständigen Ersatzes von Hydroxidgruppen in einem Basenmolekül durch Säurereste.

Saure Salze. Dies sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in Molekülen mehrbasiger Säuren durch Metallatome.

Basische Salze. Dies sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Hydroxidgruppen in den Molekülen von Polysäurebasen durch saure Reste.

Salzarten:

Doppelsalze- In ihrer Zusammensetzung gibt es zwei verschiedene Kationen, sie werden durch Kristallisation aus einer gemischten Lösung von Salzen mit verschiedenen Kationen, aber denselben Anionen erhalten.

gemischte Salze- in ihrer Zusammensetzung gibt es zwei verschiedene Anionen.

Salze hydratisieren(Kristallhydrate) - sie enthalten Kristallwassermoleküle.

Komplexe Salze- sie enthalten ein komplexes Kation oder komplexes Anion.

Salze organischer Säuren sind eine besondere Gruppe., deren Eigenschaften sich deutlich von denen der Mineralsalze unterscheiden. Einige davon lassen sich einer speziellen Klasse organischer Salze zuordnen, den sogenannten ionischen Flüssigkeiten oder anders ausgedrückt „flüssigen Salzen“, organischen Salzen mit einem Schmelzpunkt unter 100 °C.

Physikalische Eigenschaften:

Die meisten Salze sind weiße Feststoffe. Einige Salze sind gefärbt. Zum Beispiel Kaliumdichromat orange, Nickelsulfat grün.

Durch die Löslichkeit in Wasser Salze werden in wasserlöslich, schwer wasserlöslich und unlöslich unterteilt.

Chemische Eigenschaften:

Lösliche Salze in wässrigen Lösungen dissoziieren in Ionen:

1. Mittlere Salze dissoziieren in Metallkationen und Anionen von Säureresten:

Säuresalze dissoziieren in Metallkationen und komplexe Anionen:

KHSO 3 = K + HSO 3

Unedle Metalle dissoziieren in komplexe Kationen und Anionen saurer Reste:

AlOH(CH 3 COO) 2 \u003d AlOH + 2CH 3 COO

2. Salze interagieren mit Metallen, um ein neues Salz und ein neues Metall zu bilden: Me(1) + Salz(1) = Me(2) + Salz(2)

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu

3. Lösungen interagieren mit Alkalien Salzlösung + Alkalilösung = Neues Salz + Neue Base:

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3 + 3 KCl

4. Salze interagieren mit Säuren Salz + Säure = Salz + Säure:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 HCl

5. Salze können miteinander interagieren Salz(1) + Salz(2) = Salz(3) + Salz(4):

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

6. Basische Salze interagieren mit Säuren Basisches Salz + Säure \u003d Mittleres Salz + H 2 O:

CuOHCl + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O

7. Säuresalze interagieren mit Alkalien Säuresalz + Alkali \u003d Mittleres Salz + H 2 O:

NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

8. Viele Salze zersetzen sich beim Erhitzen: MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Vertreter von Salzen und ihre Bedeutung:

Salze sind sowohl in der Produktion als auch im Alltag weit verbreitet:

Salze der Salzsäure. Von den Chloriden werden am häufigsten Natriumchlorid und Kaliumchlorid verwendet.

Natriumchlorid (Speisesalz) wird aus See- und Meerwasser isoliert und auch in Salzbergwerken abgebaut. Kochsalz wird für Lebensmittel verwendet. In der Industrie dient Natriumchlorid als Rohstoff zur Herstellung von Chlor, Natronlauge und Soda.

Kaliumchlorid wird in der Landwirtschaft als Kalidünger verwendet.

Salze der Schwefelsäure. Im Bauwesen und in der Medizin wird häufig halbwässriger Gips verwendet, der durch Rösten von Gestein (Calciumsulfatdihydrat) gewonnen wird. Mit Wasser vermischt härtet es schnell zu Calciumsulfat-Dihydrat, also Gips, aus.

Natriumsulfat-Decahydrat wird als Rohstoff für die Herstellung von Soda verwendet.

Salze der Salpetersäure. Nitrate werden am häufigsten als Düngemittel in der Landwirtschaft verwendet. Die wichtigsten davon sind Natriumnitrat, Kaliumnitrat, Calciumnitrat und Ammoniumnitrat. Normalerweise werden diese Salze Salpeter genannt.

Von den Orthophosphaten ist Calciumorthophosphat das wichtigste. Dieses Salz ist der Hauptbestandteil von Mineralien - Phosphoriten und Apatiten. Phosphorite und Apatite werden als Rohstoffe bei der Herstellung von Phosphatdüngemitteln wie Superphosphat und Präzipitat verwendet.

Salze der Kohlensäure. Calciumcarbonat wird als Rohstoff für die Kalkherstellung verwendet.

Natriumcarbonat (Soda) wird in der Glasherstellung und Seifenherstellung verwendet.
- Calciumcarbonat kommt natürlicherweise in Form von Kalkstein, Kreide und Marmor vor.

Die materielle Welt, in der wir leben und von der wir ein winziger Teil sind, ist eine und gleichzeitig unendlich vielfältig. Die Einheit und Vielfalt der chemischen Substanzen dieser Welt manifestiert sich am deutlichsten in der genetischen Verbindung von Substanzen, die sich in den sogenannten genetischen Serien widerspiegelt.

genetisch bezeichnet die Beziehung zwischen Substanzen verschiedener Klassen, basierend auf ihren gegenseitigen Umwandlungen.

Wenn die Basis der genetischen Reihe in der anorganischen Chemie aus Stoffen besteht, die aus einem chemischen Element bestehen, dann besteht die Basis der genetischen Reihe in der organischen Chemie (Chemie der Kohlenstoffverbindungen) aus Stoffen mit der gleichen Anzahl von Kohlenstoffatomen in das Molekül.

Wissenskontrolle:

1. Geben Sie eine Definition von Salzen, Basen, Säuren, ihren Eigenschaften, den wichtigsten charakteristischen Reaktionen.

2. Warum verbinden sich Säuren und Basen zu einer Gruppe von Hydroxiden? Was haben sie gemeinsam und wie unterscheiden sie sich? Warum sollte einer Aluminiumsalzlösung Alkali zugesetzt werden und nicht umgekehrt?

3. Aufgabe: Geben Sie Beispiele für Reaktionsgleichungen an, die die angegebenen allgemeinen Eigenschaften unlöslicher Basen veranschaulichen.

4. Aufgabe: Bestimmen Sie den Oxidationsgrad der Atome metallischer Elemente in den obigen Formeln. Welches Muster kann zwischen ihrem Oxidationszustand in Oxid und Base verfolgt werden?

HAUSAUFGABEN:

Durcharbeiten: L2.str.162-172, Nacherzählung des Skriptums Nr. 5.

Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Reaktionen gemäß den Schemata auf und geben Sie die Reaktionstypen an: a) HCl + CaO ...;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ... ;
d) Hg + HCl ... .

Stoffe in Verbindungsklassen einteilen. Stoffformeln: H 2 SO 4 , NaOH, CuCl 2 , Na 2 SO 4 , CaO, SO 3 , H 3 PO 4 , Fe(OH) 3 , AgNO 3 , Mg(OH) 2 , HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2

Vortrag Nummer 6.

Thema: Metalle. Die Stellung der metallischen Elemente im Periodensystem. Metalle in der Natur finden. Metalle. Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen (Chlor, Schwefel und Sauerstoff).

Ausrüstung Schlüsselwörter: Periodensystem der chemischen Elemente, Sammlung von Metallen, Aktivitätsreihen von Metallen.

Thema Studienplan

(Liste der zu untersuchenden Fragen):

1. Die Position der Elemente - Metalle im Periodensystem, die Struktur ihrer Atome.

2. Metalle als einfache Substanzen. Metallbindung, Metallkristallgitter.

3. Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen.

4. Das Vorherrschen metallischer Elemente und ihrer Verbindungen in der Natur.

5. Chemische Eigenschaften von Metallelementen.

6. Das Konzept der Korrosion.