Азотная кислота. Чистая азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см при - 42 °С застывающая в прозрачную кристаллическую массу. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с "влагой воздуха мелкие капельки тумана,

Азотная кислота не отличается прочностью, Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н + и- NO 3 .

Окислительные свойства азотной кислоты. Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота-один

из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор - в фосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO 3 , ярко разгорается.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы-в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы. Еще Ломоносов открыл, что железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется

в холодной концентрированной HNO 3 . Позже было установлено, что аналогичное действие азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под

действием концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние.

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна 4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

Получение.

1. В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3 .

2. В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:

1. Окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Растворение оксида азота (IV) в воде с избытком кислорода:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Химические свойства . Проявляет все свойства кислот. Азотная кислота одна из наиболее сильных минеральных кислот.

1. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Реагирует с оксидами металлов:

MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

3. Реагирует с основаниями:

Mg(OH) 2 + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + 2H 2 O,

4. КонцентрированнаяHNO 3 при взаимодействии с наиболее активными металлами до Al восстанавливается до N 2 О. Например:

4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O

5. Концентрированная HNO 3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO 2 . Например:

4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

6. Аналогично концентрированная HNO 3 реагирует с неметаллами. Неметалл при этом окисляется. Например:

5HNO 3 +Pо → HP+5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C оли азотной кислоты – нитраты при нагревании разлагаются по схеме:

левее Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

правее Сu MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2

Применение.

Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.

Водород. Строение атома, физические и химические свойства, получение и применение водорода.

ВОДОРОД , H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794.

Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития 3 Н (период полураспада Т1/2=12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов).

Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном, символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символы 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 3 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.

Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s1. В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,0529 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.

В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.

Физические и химические свойства: при обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15°C, температура кипения –252,7°C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н– в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0°C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.

Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н2 на атомы при 300 К 2,56·10–34. Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.

Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин, то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н2. Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (с взрывом) только с газообразным фтором (F):

H 2 + F 2 = 2HF + Q.

Если смесь водорода и хлора (Cl) при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом (O) происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (Pd) (или платину (Pt)). При поджигании смесь водорода и кислорода (O) (так называемый гремучий газ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде (O) спокойно горит с выделением большого количества теплоты:

H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль

С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом (N) водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400°C в присутствии катализатора - железа (Fe):

3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.

Также только при нагревании водород реагирует с серой (S) с образованием сероводорода H 2 S, с бромом (Br) - с образованием бромоводорода НBr, с иодом (I) - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором (B), кремнием (Si), фосфором (P) водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.

При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием (Mg) с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3)x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием (Zr), гафнием (Hf) и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).

Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего, надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо (Fe), никель (Ni), свинец (Pb), вольфрам (W), медь (Cu) и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450°C и выше происходит восстановление железа (Fe) водородом из его любого оксида, например:

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем (Mn). Более активные металлы (в том числе и марганец (Mn)) до металла из оксидов не восстанавливаются.

Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:

С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .

Взаимодействием оксида углерода (II) и водорода в промышленности получают метанол:

2Н 2 + СО = СН 3 ОН.

В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.

Получение: водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом (O):

CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2

Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка (Zn) с соляной кислотой.

Применение: водород используют при синтезе аммиака NH3, хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода (O) с водородом используют при сварке.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600°C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются, по меньшей мере, до середины 21-го века.

Особенности обращения : водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).

27 Положение микроорганизмов в системе живого мира. Разнообразие микроорганизмов и их общность с другими организмами. Существенные особенности микроорганизмов: малые размеры клетки, высокая метаболическая активность, высокая пластичность их метаболизма (быстрое приспособление к меняющимся условиям окружающей среды, «всюдность»), способность к быстрому размножению, слабая морфологическая дифференцировка, многообразие метаболических процессов.

Микрооргани́змы , (микро́бы) - собирательное название группы живых организмов, которые слишком малы для того, чтобы быть видимыми невооружённым глазом (их характерный размер - менее 0,1 мм). В состав микроорганизмов входят как безъядерные (прокариоты: бактерии, археи), так и эукариоты: некоторые грибы, протисты, но не вирусы, которые обычно выделяют в отдельную группу. Большинство микроорганизмов состоят из одной клетки, но есть и многоклеточные микроорганизмы, точно также как и есть некоторые одноклеточные макроорганизмы, видимые невооружённым взглядом, например Thiomargarita namibiensis, представители рода Caulerpa (являются гигантскими поликарионами). Изучением этих организмов занимается наука микробиология.

Повсеместная распространенность и суммарная мощность метаболического потенциала микроорганизмов определяет их важнейшую роль в круговороте веществ и поддержании динамического равновесия в биосфере Земли.

Краткое рассмотрение различных представителей микромира, занимающих определенные «этажи» размеров, показывает, что, как правило, величина объектов определенно связана с их структурной сложностью. Нижний предел размеров свободноживущего одноклеточного организма определяется пространством, требуемым для упаковки внутри клетки аппарата, необходимого для независимого существования. Ограничение верхнего предела размеров микроорганизмов определяется, по современным представлениям, соотношениями между клеточной поверхностью и объемом. При увеличении клеточных размеров поверхность возрастает в квадрате, а объем - в кубе, поэтому соотношение между этими величинами сдвигается в сторону последнего.

Микроорганизмы обитают почти повсеместно, где есть вода, включая горячие источники, дно мирового океана, а также глубоко внутри земной коры. Они являются важным звеном в обмене веществ в экосистемах, в основном выполняя роль редуцентов, но в некоторых экосистемах они - единственные производители биомассы - продуценты.

Микроорганизмы, обитающие в различных средах, участвуют в круговороте серы, железа, фосфора и других элементов, осуществляют разложение органических веществ животного, растительного происхождения, а также абиогенного происхождения (метан, парафины), обеспечивают самоочищение воды в водоемах.

Впрочем, не все виды микроорганизмов приносят человеку пользу. Весьма многочисленное количество видов микроорганизмов является условно-патогенной или патогенной для человека и животных. Некоторые микроорганизмы вызывают порчу сельскохозяйственной продукции, обедняют почву азотом, вызывают загрязнение водоемов, накопление в продуктах питания ядовитых веществ (например, микробных токсинов).

Микроорганизмы отличаются хорошей приспособляемостью к действию факторов внешней среды. Различные микроорганизмы могут расти при температуре от −6° до +50-75°. Рекорд выживаемости при повышенной температуре поставили археи, некоторые изученные культуры которых растут на питательных средах свыше 110 °C, например, Methanopyrus kandleri (штамм 116) растёт при 122 °C, рекордно высокой температуре для всех известных организмов.

В природе среда обитания с такой температурой существует под давлением в горячих вулканических источниках на дне океанов (Черные курильщики).

Известны микроорганизмы, процветающие при гибельных для многоклеточных существ уровнях ионизирующего излучения, в широком интервале значений pH, при 25 % концентрации хлорида натрия, в условиях различного содержания кислорода вплоть до полного его отсутствия (Анаэробные микроорганизмы).

В то же время, патогенные микроорганизмы вызывают болезни человека, животных и растений.

Наиболее общепризнанные теории о происхождении жизни на Земле предполагают, что протомикроорганизмы были первыми живыми организмами, появившимися в процессе эволюции.

В настоящее время все микроорганизмы делят на 3 царства:

1. Procariotae. К данному царству можно отнести все виды бактерий, риккетсий, хламидий, микоплазм и т.д. В клетках есть ядро с одной хромосомой. Ядро не отделено от цитоплазмы клетки. Простой цикл деления путем перетяжки. Есть ряд уникальных органелл, таких как плазмиды, мезосомы. Отсутствует способность к фотосинтезу.

2. Eucariotae. Представителями данного царства являются грибы и простейшие. Клетка содержит ядро, отграниченное от цитоплазмы мембраной, с несколькими хромасомами. Есть ряд органелл, характерных для высших животных: митохондрии, эндоплазматическую сеть, аппарат Гольджи. Некоторые представители данного царства имеют хлоропласты и способны к фотосинтезу. Обладают сложным жизненным циклом.

3. Vira. К данному царству относятся вирусы. Отличительными чертами вириона является наличие только одного типа нуклеиновых кислот: РНК или ДНК, заключенного в капсид. Общей внешней оболочки у вируса может не быть. Размножение вируса может происходить только после встраивания в другую клетку, где и происходит репликация.

Азотистая кислота

Если нагревать нитрат калия или натрия, то они теряют часть кислорода и переходят в соли азотистой кислоты HNO2. Разложение идет легче в присутствии свинца, связывающего выделяющийся кислород:

Соли азотистой кислоты - нитриты - образуют кристаллы, хорошо растворимые в воде (за исключением нитрита серебра). Нитрит натрия NaNO 2 применяется при производстве различных красителей.

При действии на раствор какого-нибудь нитрита разбавленной серной кислотой получается свободная азотистая кислота:

Она принадлежит к числу слабых кислот (K = A- 10~ 4) и известна только в сильно разбавленных водных растворах. При концентрировании раствора или при его нагревании азотистая кислота распадается:

Степень окисленности азота в азотистой кислоте равна +3, т.е. является промежуточной между низшими и высшей из возможных значений степени окисленности азота. Поэтому HNO 2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Под действием восстановителей она восстанавливается (обычно до NO), а в реакциях с окислителями - окисляется до HNO 3 . Примерами могут служить следующие реакции:

Азотная кислота

Чистая азотная кислота HNO3 - бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см3, при -42 0C застывающая в прозрачную кристаллическую массу. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы H + и NO 3 .

Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота - один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор - в фосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO 3 , ярко разгорается.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы - в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы. Еще Ломоносов открыл, что железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется в холодной концентрированной HNO 3 . Позже было установлено, что аналогичное действие азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под действием концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние (см. § 100).

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

Какое из этих веществ образуется, т.е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация HNO 3 , тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO 2 . При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например с медью, выделяется NO. В случае более активных металлов - железа, цинка - образуется N 2 O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами - цинком, магнием, алюминием - с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Для иллюстрации приведем схемы реакций окисления некоторых металлов азотной кислотой :

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до NO 2 , например:

Более разбавленная кислота обычно восстанавливается до NO, например:

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO 3 , протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет некоторые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» - золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III), или хлорида нитрозила, NOCl:

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлагается:

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

C избытком соляной кислоты хлорид золота (III) и хлорид платины (IV) образуют комплексные соединения Н[АиС1 4 ] и H 2 .

На многие органические вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами - NO 2 . Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Электронная структура молекулы HNO 3 рассмотрена в § 44.

Азотная кислота - одно из важнейших соединений азота: в больших количествах она расходуется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ и органических красителей, служит окислителем во многих химических процессах, используется в производстве серной кислоты по нитрозному способу, применяется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

Нитраты большинства остальных металлов при нагревании распадаются на оксид металла, кислород и диоксид азота. Например:

Наконец, нитраты наименее активных металлов (например, серебра, золота) разлагаются при нагревании до свободного металла:

Легко отщепляя кислород, нитраты при высокой температуре являются энергичными окислителями. Их водные растворы, напротив, почти не проявляют окислительных свойств.

Наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами.

Нитрат натрия NaNO 3 , или натриевая селитра , иногда называемая также чилийской селитрой, встречается в большом количестве в природе только в Чили.

Нитрат калия KNO 3 , или калийная селитра , в небольших количествах также встречается в природе, но, главным образом, получается искусственно при взаимодействии нитрата натрия с хлоридом калия.

Обе эти соли используются в качестве удобрений, причем нитрат калия содержит два необходимых растениям элемента: азот и калий. Нитраты натрия и калия применяются также при стекловарении и в пищевой промышленности для консервирования продуктов.

Нитрат кальция Ca(NO 3) 2 , или кальциевая селитра , получается в больших количествах нейтрализацией азотной кислоты известью; применяется как удобрение.

Нитрат аммония NH 4 NO 3 .

• Учащемуся рекомендуется самому составить полные уравнения этих реакций.

HNO 2 Физические свойства Состояние твёрдое Молярная масса 47.0134 г/моль Плотность 1.685 (жидк) Термические свойства Т. плав. 42.35 °C Т. кип. 158 °C Химические свойства pK a 3.4 Растворимость в воде 548 г/100 мл Классификация Рег. номер CAS Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

Азо́тистая кислота HNO 2 - слабая одноосновная кислота , существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO 2 , все они токсичны.

Строение

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс- .

цис-изомер	транс-изомер

При комнатной температуре преобладает транс-изомер: эта структура является более устойчивой. Так, для цис-HNO 2 (г) DG° f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO 2 (г) DG = −44,65 кДж/моль.

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

$\backslash mathsf\{2HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightleftarrows\; NO\; \backslash uparrow\; +\; NO\_2\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O\}$

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением и образованием азотной кислоты :

$\backslash mathsf\{3HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; HNO\_3\; +\; 2NO\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O\}$

HNO 2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (K D =4,6·10 −4), немного сильнее уксусной кислоты . Легко вытесняется более сильными кислотами из солей :

$\backslash mathsf\{H\_2SO\_4\; +\; 2NaNO\_2\; \backslash rightarrow\; Na\_2SO\_4\; +\; 2HNO\_2\}$

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода , хлор , перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

$\backslash mathsf\{HNO\_2\; +\; H\_2O\_2\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; H\_2O\}$ $\backslash mathsf\{HNO\_2\; +\; Cl\_2\; +\; H\_2O\backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; 2HCl\}$ $\backslash mathsf\{5HNO\_2\; +\; 2KMnO\_4\; +\; HNO\_3\; \backslash rightarrow\; 2Mn(NO\_3)\_2\; +\; 2KNO\_3\; +\; 3H\_2O\}$

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами:

\mathsf{2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2 +2H_2O}

Получение

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N 2 O 3 в воде :

$\backslash mathsf\{N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; 2HNO\_2\}$ $\backslash mathsf\{2NO\_2\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; HNO\_2\}$

Применение

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония . Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Физиологическое действие

Азотистая кислота токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием , поскольку является деаминирующим агентом .

Источники

• Карапетьянц М. Х. , Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия1994

Напишите отзыв о статье "Азотистая кислота"

Ссылки

• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Отрывок, характеризующий Азотистая кислота

Соня, как бы не веря своим ушам, смотрела во все глаза на Наташу.
– А Болконский? – сказала она.
– Ах, Соня, ах коли бы ты могла знать, как я счастлива! – сказала Наташа. – Ты не знаешь, что такое любовь…
– Но, Наташа, неужели то всё кончено?
Наташа большими, открытыми глазами смотрела на Соню, как будто не понимая ее вопроса.
– Что ж, ты отказываешь князю Андрею? – сказала Соня.
– Ах, ты ничего не понимаешь, ты не говори глупости, ты слушай, – с мгновенной досадой сказала Наташа.
– Нет, я не могу этому верить, – повторила Соня. – Я не понимаю. Как же ты год целый любила одного человека и вдруг… Ведь ты только три раза видела его. Наташа, я тебе не верю, ты шалишь. В три дня забыть всё и так…
– Три дня, – сказала Наташа. – Мне кажется, я сто лет люблю его. Мне кажется, что я никого никогда не любила прежде его. Ты этого не можешь понять. Соня, постой, садись тут. – Наташа обняла и поцеловала ее.
– Мне говорили, что это бывает и ты верно слышала, но я теперь только испытала эту любовь. Это не то, что прежде. Как только я увидала его, я почувствовала, что он мой властелин, и я раба его, и что я не могу не любить его. Да, раба! Что он мне велит, то я и сделаю. Ты не понимаешь этого. Что ж мне делать? Что ж мне делать, Соня? – говорила Наташа с счастливым и испуганным лицом.
– Но ты подумай, что ты делаешь, – говорила Соня, – я не могу этого так оставить. Эти тайные письма… Как ты могла его допустить до этого? – говорила она с ужасом и с отвращением, которое она с трудом скрывала.
– Я тебе говорила, – отвечала Наташа, – что у меня нет воли, как ты не понимаешь этого: я его люблю!
– Так я не допущу до этого, я расскажу, – с прорвавшимися слезами вскрикнула Соня.
– Что ты, ради Бога… Ежели ты расскажешь, ты мой враг, – заговорила Наташа. – Ты хочешь моего несчастия, ты хочешь, чтоб нас разлучили…
Увидав этот страх Наташи, Соня заплакала слезами стыда и жалости за свою подругу.
– Но что было между вами? – спросила она. – Что он говорил тебе? Зачем он не ездит в дом?
Наташа не отвечала на ее вопрос.
– Ради Бога, Соня, никому не говори, не мучай меня, – упрашивала Наташа. – Ты помни, что нельзя вмешиваться в такие дела. Я тебе открыла…
– Но зачем эти тайны! Отчего же он не ездит в дом? – спрашивала Соня. – Отчего он прямо не ищет твоей руки? Ведь князь Андрей дал тебе полную свободу, ежели уж так; но я не верю этому. Наташа, ты подумала, какие могут быть тайные причины?
Наташа удивленными глазами смотрела на Соню. Видно, ей самой в первый раз представлялся этот вопрос и она не знала, что отвечать на него.
– Какие причины, не знаю. Но стало быть есть причины!
Соня вздохнула и недоверчиво покачала головой.
– Ежели бы были причины… – начала она. Но Наташа угадывая ее сомнение, испуганно перебила ее.
– Соня, нельзя сомневаться в нем, нельзя, нельзя, ты понимаешь ли? – прокричала она.
– Любит ли он тебя?
– Любит ли? – повторила Наташа с улыбкой сожаления о непонятливости своей подруги. – Ведь ты прочла письмо, ты видела его?
– Но если он неблагородный человек?
– Он!… неблагородный человек? Коли бы ты знала! – говорила Наташа.

Азотистая кислота

HNO 2 - слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах.

Соли азотистой кислоты называются нитритами. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO 2 , все они токсичны.

Получение:

1. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2

Как можно еще получить азотистую кислоту? ()

Какая степень окисления в азотистой кислоте?

Значит, кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

При действии более сильных окислителей окисляется в HNO 3:

5HNO 2 +2HMnO 4 → 2Mn(NO 3) 2 + HNO 3 + 3H 2 O;

HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.

2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O – восстановительные свойства

Качественная реакция на нитрит-ион NO 2 – – взаимодействие нитритов с раствором йодида калия КI, подкисленным разбавленной серной кислотой.

Как должна изменить окраску йодкрахмальная бумажка под действием свободного I 2 ?

Получение солей (нитратов и нитритов)

Назовите способы получения солей, которые вам известны? Как можно получить нитраты и нитриты?

1) Металл + неметалл = соль;

2) металл + кислота = соль + водород;

3) оксид металла + кислота = соль + вода;

4) гидроксид металла + кислота = соль + вода;

5) гидроксид металла + кислотный оксид = соль + вода;

6) оксид металла + оксид неметалла = соль;

7) соль 1 + гидроксид металла (щелочь) = соль 2 + гидроксид металла (нерастворимое основание);

8) соль 1 + кислота (сильная) = соль 2 + кислота (слабая);

9) соль 1 + соль 2 = соль 3 + соль 4

10) соль 1 + металл (активный) = соль 2 + металл (менее активный).

Специфический способ получения нитратов и нитритов:

диспропорционирование.

В присутствии избытка кислорода

Соли азотной кислоты – нитраты

нитраты щелочных металлов, кальция, аммония – селитры

KNO 3 - калийная селитра,

NH 4 NO 3 - аммиачная селитра.

Физические свойства:

Все нитраты твёрдые кристаллические вещества, белого цвета, хорошо растворимые в воде. Ядовиты!

Химические свойства нитратов

Взаимодействие нитратов с металлами, кислотами, щелочами, солями

Задание . Отметить признаки каждой реакции, записать молекулярные и ионные уравнения, соответствующие схемам:

Cu(NO 3) 2 + Zn… ,

AgNO 3 + HCl… ,

Cu(NO 3) 2 + NaOH… ,

AgNO 3 + BaCl 2 … .

Разложение нитратов

При нагревании твердых нитратов все они разлагаются с выделением кислорода (исключением является нитрат аммония), при этом их можно разделить на три группы.

Первую группу составляют нитраты щелочных металлов

2КNО 3 = 2КNО 2 + О 2 .

Вторую группу от щелочноземельных металлов до меди включительно

2Сu(NО 3) 2 = 2СuО + 4NО 2 + O 2 ,

Третью группу Ме после Сu

Hg(NО 3) 2 = Нg + 2NО 2 + О 2 ,

Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания? (Растения не могут усваивать молекулярный азот из воздуха. При недостатке азота задерживается образование хлорофилла, задерживается рост и развитие растения.)

Назовите способы усвоения атмосферного азота.

(Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Бобовые, на корнях которых развиваются клубеньковые бактерии, способные связывать атмосферный азот, переводя его в соединения, доступные для растений.)

Снимая урожаи, человек ежегодно уносит вместе с ними огромные количества связанного азота. Эту убыль он покрывает внесением не только органических, но и минеральных удобрений (нитратных, аммиачных, аммонийных). Азотные удобрения вносят под все культуры. Азот усваивается растениями в виде катиона аммония и нитрат-аниона NO 3 – .

Доклады учеников

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

Первая помощь при отравлении нитратами

Причины накопления нитратов в овощах и способы выращивания экологически чистой продукции растениеводства

Азотная кислота ( HNO2) может существовать только в виде раствора или газа. Раствор обладает приятным голубым оттенком и устойчив при нуле градусов. Газовая фаза азотной кислоты изучена гораздо лучше, чем . Ее молекула имеет плоскую структуру. Валентные углы, образованные атомами равны 102ᵒ и 111ᵒ соответственно. Атом азота находится в состоянии sp2-гибридизации и имеет пару несвязанных с самой молекулой электронов. Его степень окисления в азотистой кислоте составляет +3. Длина связи атомов не превышает 0,143 нм. Такое объясняет значения температуры плавления и кипения этой кислоты, которые составляют 42 и 158 градусов соответственно.

Степень окисления азота в соединении не является высшей или низшей. Это означает, что азотистая кислота может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. При нагревании ее раствора образуется азотная кислота (ее химическая HNO3), диоксид азота NO, бесцветный ядовитый газ, и вода. Ее окислительные свойства проявляются в реакции с йодоводородной кислотой (образуется вода, йод и NO).

Восстановительные реакции азотистой кислоты сводятся к получению азотной кислоты. При реакции с пероксидом водорода образуется водный раствор азотной кислоты. Взаимодействие с сильной марганцевой кислотой приводит к выделению водного раствора нитрата марганца и азотной кислоты.

Азотистая кислота при попадании в организм человека вызывает мутагенные изменения, т.е. различные мутации. Она становится причиной качественного или количественного изменения хромосом.

Соли азотистой кислоты

Соли азотистой кислоты называются нитритами. Они более устойчивы к высоким температурам. Некоторые из них токсичны. При реакции с сильными кислотами они образуют сульфаты соответствующих металлов и азотистую кислоту, которая вытесняется более сильными кислотами. Многие используются в производстве некоторых красителей, а также в медицине.

Нитрит натрия используется в пищевой промышленности (добавка E250). Это гигроскопичный порошок белого или желтоватого цвета, который окисляется на воздухе до нитрата натрия. Он способен убивать бактерии и предотвращать процессы окисления. Благодаря этим свойствам, его применяют и в медицине как противоядие при отравлении людей или животных цианидами.