Ácido nítrico página 3

Propriedades oxidantes do ácido nítrico página 3

Nitratos página 6

Produção industrial de ácido nítrico página 7

Ciclo do nitrogênio na natureza página 8

6. Bibliografia página 10

1. Ácido nítrico. O ácido nítrico puro HNO é um líquido incolor com densidade de 1,51 g/cm a -42°C, solidificando-se em uma massa cristalina transparente. No ar, como o ácido clorídrico concentrado, "fuma", pois seus vapores formam pequenas gotículas de neblina com "umidade no ar,

O ácido nítrico não difere em força, já sob a influência da luz, decompõe-se gradualmente:

Quanto mais alta a temperatura e mais concentrado o ácido, mais rápida é a decomposição. O dióxido de nitrogênio liberado se dissolve no ácido e lhe dá uma cor marrom.

O ácido nítrico é um dos ácidos mais fortes; em soluções diluídas, decompõe-se completamente em íons H e NO.

2. Propriedades oxidantes do ácido nítrico. Uma propriedade característica do ácido nítrico é sua pronunciada capacidade de oxidação. O ácido nítrico é um dos oxidantes mais energéticos. Muitos não metais são facilmente oxidados por ele, transformando-se nos ácidos correspondentes. Assim, quando o enxofre é fervido com ácido nítrico, oxida-se gradualmente em ácido sulfúrico, fósforo em ácido fosfórico. Uma brasa fumegante imersa em HNO concentrado brilha intensamente.

O ácido nítrico atua em quase todos os metais (com exceção do ouro, platina, tântalo, ródio, irídio), transformando-os em nitratos e alguns metais em óxidos.

O HNO concentrado passiva alguns metais. Mesmo Lomonosov descobriu que o ferro, que se dissolve facilmente em ácido nítrico diluído, não se dissolve em HNO concentrado a frio. Mais tarde, descobriu-se que o ácido nítrico tem um efeito semelhante no cromo e no alumínio. Esses metais passam sob a ação do ácido nítrico concentrado para um estado passivo.

O grau de oxidação do nitrogênio no ácido nítrico é 4-5. Atuando como agente oxidante, o HNO pode ser reduzido a vários produtos:

Qual dessas substâncias é formada, isto é, quão profundamente o ácido nítrico é reduzido em um caso ou outro, depende da natureza do agente redutor e das condições da reação, principalmente da concentração do ácido. Quanto maior a concentração de HNO, menos profundamente ela é reduzida. Em reações com ácido concentrado, é mais frequentemente liberado. Quando o ácido nítrico diluído interage com metais pouco ativos, por exemplo, com cobre, NÃO. No caso de metais mais ativos - ferro, zinco - é formado. O ácido nítrico altamente diluído reage com metais ativos - zinco, magnésio, alumínio - com a formação de um íon amônio, que dá nitrato de amônio com ácido. Normalmente vários produtos são formados simultaneamente.

Para ilustrar, apresentamos esquemas de reações de oxidação de certos metais com ácido nítrico;

Sob a ação do ácido nítrico nos metais, o hidrogênio, como regra, não é liberado.

Durante a oxidação de não metais, o ácido nítrico concentrado, como no caso dos metais, é reduzido a, por exemplo,

Um ácido mais diluído é geralmente reduzido a NO, por exemplo:

Os esquemas acima ilustram os casos mais típicos da interação do ácido nítrico com metais e não metais. Em geral, as reações redox que ocorrem com a participação são complexas.

Uma mistura que consiste em 1 volume de ácido nítrico e 3-4 volumes de ácido clorídrico concentrado é chamada de vodca real. A vodka real dissolve alguns metais que não interagem com o ácido nítrico, incluindo o "rei dos metais" - ouro. Sua ação é explicada pelo fato de o ácido nítrico oxidar o ácido clorídrico com a liberação de cloro livre e a formação de cloreto de nitrogênio a(III), ou cloreto de nitrosila,:

O cloreto de nitrosila é um produto intermediário da reação e se decompõe:

O cloro no momento da liberação consiste em átomos, o que determina a alta capacidade de oxidação da água régia. As reações de oxidação do ouro e da platina ocorrem principalmente de acordo com as seguintes equações.

Com um excesso de ácido clorídrico, cloreto de ouro(III) e cloreto de platina(IV) formam compostos complexos

O ácido nítrico atua em muitas substâncias orgânicas de tal forma que um ou mais átomos de hidrogênio na molécula do composto orgânico são substituídos por grupos nitro. Este processo é chamado de nitração e é de grande importância na química orgânica.

O ácido nítrico é um dos compostos nitrogenados mais importantes: é consumido em grandes quantidades na produção de fertilizantes nitrogenados, explosivos e corantes orgânicos, serve como agente oxidante em muitos processos químicos, é utilizado na produção de ácido sulfúrico pela método, e é usado para fazer vernizes de celulose, filme.

3. Nitratos. Sais de ácido nítrico são chamados nitratos. Todos eles se dissolvem bem na água e, quando aquecidos, se decompõem com a liberação de oxigênio. Ao mesmo tempo, nitratos dos metais mais ativos passam para nitritos:

Os nitratos da maioria dos outros metais, quando aquecidos, se decompõem em óxido metálico, oxigênio e dióxido de nitrogênio. Por exemplo:

Finalmente, os nitratos dos metais menos ativos (por exemplo, prata, ouro) se decompõem quando aquecidos a um metal livre:

Separando facilmente o oxigênio, os nitratos em altas temperaturas são agentes oxidantes energéticos. Suas soluções aquosas, ao contrário, quase não apresentam propriedades oxidantes.

Os mais importantes são os nitratos de sódio, potássio, amônio e cálcio, que na prática são chamados de salitre.

nitrato de sódio ou nitrato de sódio,às vezes também chamado Salitre chileno, encontrado em em grande número na natureza apenas no Chile.

nitrato de potássio, ou nitrato de potássio, em pequenas quantidades também ocorre na natureza, mas principalmente obtido artificialmente pela interação do nitrato de sódio com cloreto de potássio.

Ambos os sais são usados ​​como fertilizantes, e o nitrato de potássio contém dois elementos necessários para as plantas: nitrogênio e potássio. Os nitratos de sódio e potássio também são usados ​​na fabricação de vidro e na indústria alimentícia para conservação de alimentos.

nitrato de cálcio ou nitrato de cálcio, obtido em grandes quantidades pela neutralização do ácido nítrico com cal; aplicado como fertilizante.

4. Produção industrial de ácido nítrico. Os métodos industriais modernos para a produção de ácido nítrico são baseados na oxidação catalítica da amônia com o oxigênio atmosférico. Ao descrever as propriedades da amônia, foi indicado que ela queima em oxigênio e os produtos da reação são água e nitrogênio livre. Mas na presença de catalisadores, a oxidação da amônia com o oxigênio pode ocorrer de maneira diferente. Se você passar uma mistura de amônia com ar sobre o catalisador, a 750 ° C e uma certa composição da mistura, ocorrerá uma conversão quase completa

O formado passa facilmente, que com água na presença de oxigênio atmosférico dá ácido nítrico.

As ligas à base de platina são usadas como catalisadores na oxidação da amônia.

O ácido nítrico obtido por oxidação do amoníaco tem uma concentração não superior a 60%. Se necessário, concentre-se

A indústria produz ácido nítrico diluído com concentração de 55, 47 e 45% e concentrado - 98 e 97% O ácido concentrado é transportado em tanques de alumínio, diluído - em tanques de aço resistente a ácidos.

5. O ciclo do nitrogênio na natureza. Durante a decomposição da matéria orgânica, uma parte significativa do nitrogênio contido nelas é convertida em amônia, que, sob a influência de bactérias nitrificantes que vivem no solo, é então oxidada em ácido nítrico. Este último, reagindo com carbonatos no solo, por exemplo, com carbonato de cálcio, forma nitratos:

Parte do nitrogênio é sempre liberada durante a decomposição na forma livre na atmosfera. O nitrogênio livre também é liberado durante a combustão de substâncias orgânicas, durante a combustão de lenha, carvão e turfa. Além disso, existem bactérias que, com acesso insuficiente ao ar, podem retirar oxigênio dos nitratos, destruindo-os com a liberação de nitrogênio livre. A atividade dessas bactérias desnitrificantes leva ao fato de que parte do nitrogênio da forma disponível para as plantas verdes (nitratos) passa para a forma inacessível (nitrogênio livre). Assim, longe de todo o nitrogênio que fazia parte das plantas mortas retorna ao solo; parte dela é liberada gradativamente de forma livre.

A perda contínua de compostos minerais de nitrogênio deveria ter levado há muito tempo à completa cessação da vida na Terra, se não houvesse processos na natureza que compensassem a perda de nitrogênio. Esses processos incluem, em primeiro lugar, descargas elétricas que ocorrem na atmosfera, nas quais sempre se forma uma certa quantidade de óxidos de nitrogênio; este último com água dá ácido nítrico, que se transforma em nitratos no solo. "Outra fonte de reposição de compostos nitrogenados no solo é a atividade vital das chamadas azotobactérias, capazes de assimilar nitrogênio atmosférico. Algumas dessas bactérias se instalam nas raízes das plantas da família das leguminosas, causando a formação de inchaços - "nódulos", razão pela qual são chamadas de bactérias do nódulo da raiz.Ao assimilar o nitrogênio atmosférico, as bactérias do nódulo o processam em compostos de nitrogênio e as plantas, por sua vez, transformam este último em proteínas e outras substâncias complexas.

Assim, na natureza, ocorre um ciclo contínuo de nitrogênio. No entanto, todos os anos, com a colheita, as partes das plantas mais ricas em proteínas, como os grãos, são retiradas dos campos. Portanto, é necessário aplicar fertilizantes no solo, compensando a perda dos nutrientes mais importantes das plantas.

O estudo da nutrição das plantas e o aumento do rendimento desta última através do uso de fertilizantes é assunto de um ramo especial da química, chamado agroquímica.

Ácido nítrico- um líquido incolor, "fumo", com odor pungente. Fórmula química de HNO3.

propriedades físicas. A uma temperatura de 42 ° C, solidifica na forma de cristais brancos. O ácido nítrico anidro ferve à pressão atmosférica e 86 °C. Mistura-se com água em proporções arbitrárias.

Sob a influência da luz, o HNO3 concentrado se decompõe em óxidos de nitrogênio:

HNO3 é armazenado em local fresco e escuro. A valência do nitrogênio é 4, o estado de oxidação é +5, o número de coordenação é 3.

HNO3 é um ácido forte. Em soluções, ele se decompõe completamente em íons. Interage com óxidos básicos e bases, com sais de ácidos mais fracos. HNO3 tem forte poder oxidante. Capaz de se recuperar com a formação simultânea de nitrato a compostos, dependendo da concentração, atividade do metal que interage e condições:

1) concentrado HN03, interagindo com metais pouco ativos, é reduzido a óxido nítrico (IV) NO2:

2) se o ácido é diluído, então é reduzido a óxido nítrico (II) NO:

3) metais mais ativos reduzem o ácido diluído a óxido nítrico (I) N2O:

Um ácido muito diluído é reduzido a sais de amônio:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti não reagem com HNO3 concentrado, enquanto Al, Fe, Co e Cr são “passivados”.

4) O HNO3 reage com não metais, reduzindo-os aos ácidos correspondentes, enquanto se reduz a óxidos:

5) HNO3 oxida alguns cátions e ânions e compostos inorgânicos covalentes.

6) interage com muitos compostos orgânicos - a reação de nitração.

Produção industrial de ácido nítrico: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Amônia– NO é convertido em NO2, que com água na presença de oxigênio atmosférico dá ácido nítrico.

O catalisador são ligas de platina. O HNO3 resultante não é superior a 60%. Se necessário, é concentrado. A indústria produz HNO3 diluído (47–45%) e HNO3 concentrado (98–97%). O ácido concentrado é transportado em tanques de alumínio, o ácido diluído em tanques de aço resistentes a ácidos.

34. Fósforo

Fósforo(R) está no 3º período, no grupo V, o principal subgrupo do sistema periódico de D.I. Mendeleiev. Número ordinal 15, carga nuclear +15, Ar = 30,9738 a.u. m ... tem 3 níveis de energia, existem 15 elétrons na camada de energia, dos quais 5 são de valência. O fósforo tem um subnível d. Configuração eletrônica R: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. A hibridização sp3 é característica, menos frequentemente sp3d1. Valência do fósforo - III, V. O estado de oxidação mais característico é +5 e -3, menos característico: +4, +1, -2, -3. O fósforo pode exibir propriedades oxidantes e redutoras: aceitando e doando elétrons.

Estrutura da molécula: a capacidade de formar uma ligação ? é menos pronunciada que a do nitrogênio - em temperatura normal na fase gasosa, o fósforo é apresentado na forma de moléculas P4, que têm a forma de pirâmides equiláteras com ângulos de 60 °. As ligações entre os átomos são covalentes, não polares. Cada átomo de P na molécula está ligado por três outros átomos?-ligações.

Propriedades físicas: o fósforo forma três modificações alotrópicas: branco, vermelho e preto. Cada modificação tem seu próprio ponto de fusão e congelamento.

Propriedades quimicas:

1) quando aquecido, P4 dissocia-se reversivelmente:

2) acima de 2000 ° C P2 se decompõe em átomos:

3) o fósforo forma compostos com não metais:

Combina diretamente com todos os halogênios: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

Ao interagir com metais, o fósforo forma fosfetos:

Combinando com o hidrogênio, forma o gás fosfina: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Ao interagir com o oxigênio, forma anidrido P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Recibo: o fósforo é obtido pela calcinação da mistura Ca3(P O4 )2 com areia e coque em um forno elétrico a uma temperatura de 1500 °C sem acesso ao ar: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

Na natureza, o fósforo não ocorre em sua forma pura, mas é formado como resultado da atividade química. Os principais compostos naturais de fósforo são os minerais: Ca3(PO4)2 - fosforita; Ca3(PO4)2?CaF2 (ou CaCl) ou Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 é apatita. O significado biológico do fósforo é grande. O fósforo faz parte de algumas proteínas vegetais e animais: proteína do leite, sangue, cérebro e tecido nervoso. Uma grande quantidade é encontrada nos ossos de vertebrados na forma de compostos: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 e 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. O fósforo é um componente essencial dos ácidos nucleicos, desempenhando um papel na transmissão de informações hereditárias. O fósforo é encontrado no esmalte dos dentes, nos tecidos na forma de lecitina, um composto de gorduras com ésteres de fosforoglicerol.

DEFINIÇÃO

Puro Ácido nítrico- um líquido incolor, a -42 o C solidificando em uma massa cristalina transparente (a estrutura da molécula é mostrada na Fig. 1).

No ar, como o ácido clorídrico concentrado, "fuma", pois seus vapores formam pequenas gotículas de neblina com a umidade do ar.

O ácido nítrico não é forte. Já sob a influência da luz, decompõe-se gradualmente:

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

Quanto mais alta a temperatura e mais concentrado o ácido, mais rápida é a decomposição. O dióxido de nitrogênio liberado se dissolve no ácido e lhe dá uma cor marrom.

Arroz. 1. A estrutura da molécula de ácido nítrico.

Tabela 1. Propriedades físicas do ácido nítrico.

Obtenção de ácido nítrico

O ácido nítrico é formado como resultado da ação de agentes oxidantes no ácido nitroso:

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

O ácido nítrico anidro pode ser obtido por destilação sob pressão reduzida de uma solução concentrada de ácido nítrico na presença de P 4 O 10 ou H 2 SO 4 em todos os equipamentos de vidro sem lubrificação no escuro.

O processo industrial para a produção de ácido nítrico é baseado na oxidação catalítica da amônia sobre platina aquecida:

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

Propriedades químicas do ácido nítrico

O ácido nítrico é um dos ácidos mais fortes; em soluções diluídas, dissocia-se completamente em íons. Seus sais são chamados nitratos.

HNO 3 ↔H + + NO 3 -.

Uma propriedade característica do ácido nítrico é sua pronunciada capacidade de oxidação. O ácido nítrico é um dos oxidantes mais energéticos. Muitos não metais são facilmente oxidados por ele, transformando-se nos ácidos correspondentes. Assim, quando o enxofre é fervido com ácido nítrico, oxida-se gradualmente em ácido sulfúrico, fósforo em ácido fosfórico. Uma brasa fumegante imersa em HNO 3 concentrado brilha intensamente.

O ácido nítrico atua em quase todos os metais (com exceção do ouro, platina, tântalo, ródio, irídio), transformando-os em nitratos e alguns metais em óxidos.

O ácido nítrico concentrado passiva alguns metais.

Quando o ácido nítrico diluído reage com metais inativos, como o cobre, o dióxido de nitrogênio é liberado. No caso de metais mais ativos - ferro, zinco - o óxido de dinitrogênio é formado. O ácido nítrico altamente diluído reage com metais ativos - zinco, magnésio, alumínio - para formar um íon de amônio, que dá nitrato de amônio com ácido. Normalmente vários produtos são formados simultaneamente.

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

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

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

Zn + HNO 3 (altamente diluído) = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O.

Sob a ação do ácido nítrico nos metais, o hidrogênio, como regra, não é liberado.

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.

Uma mistura que consiste em 1 volume de ácido nítrico e 3-4 volumes de ácido clorídrico concentrado é chamada de água régia. A vodka real dissolve alguns metais que não interagem com o ácido nítrico, incluindo o "rei dos metais" - ouro. Sua ação é explicada pelo fato de que o ácido nítrico oxida o ácido clorídrico com a liberação de cloro livre e a formação de cloreto de nitrogênio (III), ou cloreto de nitrosila, NOCl:

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

O uso de ácido nítrico

O ácido nítrico é um dos compostos nitrogenados mais importantes: é consumido em grandes quantidades na produção de fertilizantes nitrogenados, explosivos e corantes orgânicos, serve como agente oxidante em muitos processos químicos, é utilizado na produção de ácido sulfúrico pela método, e é usado para fazer vernizes de celulose, filme.

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Propriedades especiais do ácido nítrico e sulfúrico concentrado.

Ácido nítrico- HNO3, um ácido forte monobásico contendo oxigênio. O ácido nítrico sólido forma duas modificações cristalinas com redes monoclínicas e rômbicas. O ácido nítrico é miscível com água em qualquer proporção. Em soluções aquosas, dissocia-se quase completamente em íons. Forma uma mistura azeotrópica com água com concentração de 68,4% e ponto de ebulição de 120°C a 1 atm. Dois hidratos sólidos são conhecidos: monohidrato (HNO3 H2O) e trihidrato (HNO3 3H2O).
O HNO3 altamente concentrado é geralmente de cor marrom devido ao processo de decomposição que ocorre na luz:

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

Quando aquecido, o ácido nítrico se decompõe de acordo com a mesma reação. O ácido nítrico só pode ser destilado (sem decomposição) sob pressão reduzida.

O ácido nítrico é agente oxidante forte , o ácido nítrico concentrado oxida o enxofre em ácido sulfúrico e o fósforo em ácido fosfórico, alguns compostos orgânicos (por exemplo, aminas e hidrazina, terebintina) inflamam-se espontaneamente em contato com ácido nítrico concentrado.

O grau de oxidação do nitrogênio no ácido nítrico é 4-5. Atuando como agente oxidante, o HNO pode ser reduzido a vários produtos:

Qual dessas substâncias é formada, isto é, quão profundamente o ácido nítrico é reduzido em um caso ou outro, depende da natureza do agente redutor e das condições da reação, principalmente da concentração do ácido. Quanto maior a concentração de HNO, menos profundamente ela é reduzida. Em reações com ácido concentrado, é mais frequentemente liberado.

Na interação do ácido nítrico diluído com metais pouco ativos, por exemplo, com cobre, NO é liberado. No caso de metais mais ativos - ferro, zinco - é formado.

O ácido nítrico altamente diluído reage com metais ativos-zinco, magnésio, alumínio - com a formação de um íon amônio, dando nitrato de amônio com ácido. Normalmente vários produtos são formados simultaneamente.

O ouro, alguns metais do grupo da platina e o tântalo são inertes ao ácido nítrico em toda a faixa de concentrações, o restante dos metais reage com ele, o curso da reação é determinado por sua concentração. Assim, ácido nítrico concentrado reage com cobre para formar dióxido de nitrogênio e ácido nítrico diluído - óxido nítrico (II):

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

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

A maioria dos metais c reagem com o ácido nítrico com a liberação de óxidos de nitrogênio em vários estados de oxidação ou suas misturas, o ácido nítrico diluído, ao reagir com metais ativos, pode reagir com a liberação de hidrogênio e a redução do íon nitrato a amônia.

Alguns metais (ferro, cromo, alumínio) que reagem com ácido nítrico diluído são passivados pelo ácido nítrico concentrado e são resistentes aos seus efeitos.

Uma mistura de ácidos nítrico e sulfúrico é chamada de melange. O ácido nítrico é amplamente utilizado para obter compostos nitro.

Uma mistura de três volumes de ácido clorídrico e um volume de ácido nítrico é chamada de água régia. A vodka real dissolve a maioria dos metais, incluindo o ouro. Suas fortes habilidades oxidantes são devidas ao cloro atômico resultante e ao cloreto de nitrosila:

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

Ácido sulfúrico- um líquido oleoso pesado que não tem cor. Miscível com água em qualquer proporção.

ácido sulfúrico concentradoabsorve ativamente a água do ar, afasta-a de outras substâncias. Quando substâncias orgânicas entram em ácido sulfúrico concentrado, elas são carbonizadas, por exemplo, papel:

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

Quando o ácido sulfúrico concentrado interage com o açúcar, forma-se uma massa de carvão porosa, semelhante a uma esponja preta endurecida:

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

Propriedades químicas do ácido sulfúrico diluído e concentrado são diferentes.

soluções diluídasácido sulfúrico reagir com metais localizado na série eletroquímica de voltagens à esquerda do hidrogênio, com a formação de sulfatos e a liberação de hidrogênio.

soluções concentradas o ácido sulfúrico exibe fortes propriedades oxidantes devido à presença de um átomo de enxofre em suas moléculas no estado de oxidação mais alto (+6), portanto, o ácido sulfúrico concentrado é um forte agente oxidante. É assim que alguns não metais são oxidados:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

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

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

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

Ela interage com metais localizado na série eletroquímica de voltagens dos metais à direita do hidrogênio (cobre, prata, mercúrio), com a formação de sulfatos, água e produtos de redução de enxofre. soluções concentradas ácido sulfúrico não reaja com ouro e platina devido à sua baixa atividade.

a) metais pouco ativos reduzem o ácido sulfúrico a dióxido de enxofre SO2:

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

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

b) com metais de atividade média, as reações são possíveis com a liberação de qualquer um dos três produtos da redução do ácido sulfúrico:

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

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

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

c) enxofre ou sulfeto de hidrogênio podem ser liberados com metais ativos:

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

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

d) o ácido sulfúrico concentrado não interage com alumínio, ferro, cromo, cobalto, níquel no frio (ou seja, sem aquecimento) - esses metais são passivados. Portanto, o ácido sulfúrico pode ser transportado em contêineres de ferro. No entanto, quando aquecido, tanto o ferro quanto o alumínio podem interagir com ele:

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

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

ENTÃO. a profundidade da redução do enxofre depende das propriedades redutoras dos metais. Metais ativos (sódio, potássio, lítio) reduzem o ácido sulfúrico a sulfeto de hidrogênio, metais localizados na faixa de voltagens do alumínio ao ferro - ao enxofre livre e aos metais com menor atividade - ao dióxido de enxofre.

Obtendo ácidos.

1. Os ácidos anóxicos são obtidos pela síntese de compostos de hidrogênio de não metais a partir de substâncias simples e a subsequente dissolução dos produtos resultantes em água

Não-metal + H 2 \u003d Composto de hidrogênio de um não-metal

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

2. Os oxoácidos são obtidos pela interação dos óxidos ácidos com a água.

Óxido de ácido + H 2 O \u003d Oxoácido

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

3. A maioria dos ácidos pode ser obtida pela reação de sais com ácidos.

Sal + Ácido = Sal + Ácido

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

As bases são substâncias complexas cujas moléculas consistem em um átomo de metal e um ou mais grupos hidróxido.

As bases são eletrólitos que se dissociam para formar cátions metálicos e ânions hidróxido.

Por exemplo:
KOH \u003d K +1 + OH -1

6. Classificação das bases:

1. De acordo com o número de grupos hidroxila na molécula:

a) Um ácido, cujas moléculas contêm um grupo hidróxido.

b) Diácido, cujas moléculas contêm dois grupos hidróxido.

c) Três ácidos, cujas moléculas contêm três grupos hidróxido.
2. Por solubilidade em água: Solúvel e Insolúvel.

7. Propriedades físicas das bases:

Todas as bases inorgânicas são sólidas (exceto hidróxido de amônio). As bases têm uma cor diferente: o hidróxido de potássio é branco, o hidróxido de cobre é azul, o hidróxido de ferro é marrom-avermelhado.

Solúvel motivos formam soluções ensaboadas ao toque, pelas quais essas substâncias são nomeadas alcalino.

Os álcalis formam apenas 10 elementos do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev: 6 metais alcalinos - lítio, sódio, potássio, rubídio, césio, frâncio e 4 metais alcalino-terrosos - cálcio, estrôncio, bário, rádio.

8. Propriedades químicas das bases:

1. Soluções aquosas de álcalis mudam a cor dos indicadores. fenolftaleína - framboesa, laranja de metila - amarelo. Isto é assegurado pela presença livre de grupos hidroxo em solução. É por isso que bases pouco solúveis não dão essa reação.

2. interagir :

a) com ácidos: Base + Ácido = Sal + H 2 O

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

b) c óxidos ácidos:Álcali + óxido de ácido \u003d Sal + H 2 O

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

c) com soluções: Solução alcalina + solução salina = nova base + novo sal

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

d) com metais anfotéricos: Zn + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2

Hidróxidos anfotéricos:

a) Reage com ácidos para formar sal e água:

Hidróxido de cobre (II) + 2HBr = CuBr2 + água.

b). Reage com álcalis: resultado - sal e água (condição: fusão):

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

dentro). Eles reagem com hidróxidos fortes: o resultado são sais, se a reação ocorrer em uma solução aquosa: Cr (OH) 3 + 3RbOH \u003d Rb3

Bases insolúveis em água, quando aquecidas, se decompõem em um óxido básico e água:

Base insolúvel = Óxido básico + H 2 O

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

sal - são produtos de substituição incompleta de átomos de hidrogênio em moléculas de ácido por átomos de metal ou são produtos de substituição de grupos hidróxido em moléculas de base por resíduos de ácido .

sal- São eletrólitos que se dissociam para formar cátions de um elemento metálico e ânions de um resíduo ácido.

Por exemplo:

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

Classificação:

sais normais. São produtos de substituição completa de átomos de hidrogênio em uma molécula de ácido por átomos não metálicos, ou produtos de substituição completa de grupos hidróxido em uma molécula de base por resíduos ácidos.

Sais de ácido. Estes são produtos da substituição incompleta de átomos de hidrogênio em moléculas de ácidos polibásicos por átomos de metal.

Sais básicos. Estes são produtos da substituição incompleta de grupos hidróxidos nas moléculas de bases poliácidas por resíduos ácidos.

Tipos de sal:

sais duplos- em sua composição existem dois cátions diferentes, eles são obtidos por cristalização a partir de uma solução mista de sais com diferentes cátions, mas os mesmos ânions.

sais mistos- em sua composição existem dois ânions diferentes.

Sais de hidrato(hidratos de cristal) - incluem moléculas de água de cristalização.

Sais complexos- eles incluem um cátion complexo ou ânion complexo.

Sais de ácidos orgânicos são um grupo especial., cujas propriedades diferem significativamente das dos sais minerais. Alguns deles podem ser atribuídos a uma classe especial de sais orgânicos, os chamados líquidos iônicos ou em outras palavras "sais líquidos", sais orgânicos com ponto de fusão abaixo de 100 ° C.

Propriedades físicas:

A maioria dos sais são sólidos brancos. Alguns sais são coloridos. Por exemplo, laranja dicromato de potássio, verde sulfato de níquel.

Por solubilidade em água Os sais são divididos em solúveis em água, pouco solúveis em água e insolúveis.

Propriedades quimicas:

Sais solúveis em soluções aquosas dissociam-se em íons:

1. Os sais médios dissociam-se em cátions metálicos e ânions de resíduos ácidos:

Sais ácidos dissociam-se em cátions metálicos e ânions complexos:

KHSO 3 = K + HSO 3

Os metais básicos se dissociam em cátions e ânions complexos de resíduos ácidos:

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

2. Os sais interagem com os metais para formar um novo sal e um novo metal: Me(1) + Salt(1) = Me(2) + Salt(2)

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu

3. As soluções interagem com álcalis Solução salina + solução alcalina = Novo sal + Nova base:

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

4. Sais interagem com ácidos Sal + Ácido = Sal + Ácido:

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

5. Os sais podem interagir entre si Salt(1) + Salt(2) = Salt(3) + Salt(4):

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

6. Os sais básicos interagem com os ácidos Sal básico + ácido \u003d Sal médio + H 2 O:

CuOHCl + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O

7. Sais ácidos interagem com álcalis Sal ácido + álcali \u003d Sal médio + H 2 O:

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O

8. Muitos sais se decompõem quando aquecidos: MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Representantes de sais e seu significado:

Os sais são amplamente utilizados tanto na produção quanto na vida cotidiana:

Sais de ácido clorídrico. Dos cloretos, o cloreto de sódio e o cloreto de potássio são os mais usados.

O cloreto de sódio (sal de mesa) é isolado da água do lago e do mar e também é extraído em minas de sal. O sal de mesa é usado para alimentos. Na indústria, o cloreto de sódio serve como matéria-prima para a produção de cloro, hidróxido de sódio e soda.

O cloreto de potássio é usado na agricultura como fertilizante de potássio.

Sais de ácido sulfúrico. Na construção e na medicina, o gesso semi-aquoso obtido por torrefação de rocha (sulfato de cálcio dihidratado) é amplamente utilizado. Quando misturado com água, ele rapidamente se ajusta para formar sulfato de cálcio di-hidratado, ou seja, gesso.

O sulfato de sódio decahidratado é usado como matéria-prima para a produção de refrigerante.

Sais de ácido nítrico. Os nitratos são mais comumente usados ​​como fertilizantes na agricultura. Os mais importantes são nitrato de sódio, nitrato de potássio, nitrato de cálcio e nitrato de amônio. Normalmente, esses sais são chamados de salitre.

Dos ortofosfatos, o ortofosfato de cálcio é o mais importante. Este sal é o principal componente dos minerais - fosforitos e apatitas. Fosforitos e apatitas são utilizados como matérias-primas na produção de fertilizantes fosfatados, como superfosfato e precipitado.

Sais de ácido carbônico. O carbonato de cálcio é usado como matéria-prima para a produção de cal.

O carbonato de sódio (soda) é usado na fabricação de vidro e na fabricação de sabão.
- O carbonato de cálcio ocorre naturalmente na forma de calcário, giz e mármore.

O mundo material em que vivemos e do qual somos uma pequena parte é um e ao mesmo tempo infinitamente diverso. A unidade e a diversidade das substâncias químicas deste mundo se manifestam mais claramente na conexão genética das substâncias, que se reflete na chamada série genética.

genético chamado de relação entre substâncias de diferentes classes, com base em suas interconversões.

Se a base da série genética em química inorgânica é formada por substâncias formadas por um elemento químico, então a base da série genética em química orgânica (a química dos compostos de carbono) é composta por substâncias com o mesmo número de átomos de carbono em a molécula.

Controle de conhecimento:

1. Dê uma definição de sais, bases, ácidos, suas características, as principais reações características.

2. Por que ácidos e bases se combinam em um grupo de hidróxidos? O que eles têm em comum e como eles diferem? Por que o álcali deve ser adicionado a uma solução de sal de alumínio e não vice-versa?

3. Tarefa: Dê exemplos de equações de reação ilustrando as propriedades gerais indicadas de bases insolúveis.

4. Tarefa: Determinar o grau de oxidação dos átomos dos elementos metálicos nas fórmulas acima. Que padrão pode ser traçado entre seu estado de oxidação em óxido e base?

TRABALHO DE CASA:

Trabalhe através de: L2.str.162-172, recontando as notas de aula nº 5.

Anote as equações de reações possíveis de acordo com os esquemas, indique os tipos de reações: a) HCl + CaO ...;
b) HCl + Al(OH)3...;
c) Mg + HCl...;
d) Hg + HCl ... .

Divida as substâncias em classes de compostos. Fórmulas de substâncias: H 2 SO 4 , NaOH, CuCl 2 , Na 2 SO 4 , CaO, SO 3 , H 3PO 4 , Fe(OH) 3 , AgNO 3 , Mg(OH) 2 , HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2

Palestra número 6.

Tema: Metais. A posição dos elementos metálicos no sistema periódico. Encontrando metais na natureza. Metais. Interação de metais com não metais (cloro, enxofre e oxigênio).

Equipamento Palavras-chave: sistema periódico de elementos químicos, coleção de metais, séries de atividade de metais.

Plano de estudo do tópico

(lista de questões a serem estudadas):

1. A posição dos elementos - metais no sistema periódico, a estrutura de seus átomos.

2. Metais como substâncias simples. Ligação de metal, treliças de cristal de metal.

3. Propriedades físicas gerais dos metais.

4. A prevalência de elementos metálicos e seus compostos na natureza.

5. Propriedades químicas dos elementos metálicos.

6. O conceito de corrosão.