Оксид азота V, азотная кислота и ее соли - нитраты

Оксид азота (V) − N₂O₅, азотная кислота и ее соли (ион NO^-₃) являются производными четырех ковалентного иона N⁺. Азот находится в sр²-гибридизации и образует нелокализованные химические связи.

Оксид азота V (азотный ангидрид) - белое кристаллическое вещество, получается осторожным обезвоживанием НNO₃ (например, с помощью Р₂О₅)

2HNO₃+Р₂O₅=N₂O₅+2HРO₃.

N₂O₅ − неустойчив и при обычных условиях медленно разлагается:

2N₂O₅=2N₂O₄+O₂.

При растворении в воде образует азотную кислоту HNO₃.Азотная кислота HNO₃ − бесцветная жидкость, кипящая при 84,1 °С, а при -41,6 °С - затвердевающая в прозрачную кристаллическую массу. С водой смешивается в любых соотноше-ниях, является сильной кислотой. В лаборатории получают действием концентри-рованной серной кислоты на нитрат натрия:

NaNO₃+2H₂SO₄=Na₂SO₄+2HNO₃.

Промышленное производство НN0₃ осуществляется по стадиям:

NH₃ --- NO --- NO₂ ----HNO₃.

Азотная кислота является сильным окислителем. Она разрушает животные и растительные ткани, окисляет почти все металлы и неметаллы. Образование тех или иных продуктов взаимодействия зависит от концентрации HN0₃, активности простого вещества и температуры.

Концентрированная азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами: при кипячении сера окисляется ею до H₂SO₄, уголь до СО₂:

S+6HNO₃=H₂SO₄+6NO₂+H₂O S+ 4H₂O – 6е =SO₄²ˉ+8Н⁺

6 NO₃ˉ +2H⁺+ е = NO₂+ H₂O

S+ 4H₂O + 6NO₃ˉ+12H⁺ = SO₄²ˉ+8Н⁺ + 6NO₂+ 6H₂O

C+4HNO₃=CO₂+4NO₂+2H₂O.

Более разбавленная кислота восстанавливается до NО:

3Р+5HNO₃+2H₂O=3H₃РO₄+5NO

3 Р +4H₂O –5е = Н₃РO₄+5Н⁺

5 NO₃ˉ +4H⁺+ 3е = NO+ 2H₂O

3Р +12H₂O +5NO₃ˉ +2ОH⁺ = 3Н₃РO₄+15Н⁺+ 5NO+ 10H₂O.

Концентрированная НNО₃ не действует на золото и платину, железо и алюминий, некоторые другие металлы пассивируются азотной кислотой, так как на поверхности образуется защитная оксидная пленка.

Концентрированная азотная кислота, взаимодействуя с тяжелыми металла-ми, восстанавливается до NO₂, а со щелочными и щелочноземельными – до N₂O , например:

Cu+4HNO_3конц=Cu(NO₃)₂+2H₂O+2NO₂

1 Cu –2е= Cu²⁺

2 NO₃ˉ +2H⁺+ е = NO₂+ H₂O

Cu + 2NO₃ˉ + 4H⁺ = Cu²⁺+ 2NO₂+ 2H₂O.

Глубина восстановления азота в разбавленной азотной кислоте зависит от ак-тивности металла:

Активные металлы NH₄NO₃

HNO₃разб Металлы средней активности N₂O ( N₂ )

Неактивные металлы NO

3Cu+8HNO_3разб=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O

3 Cu –2е= Cu²⁺

2 NO₃ˉ +4H⁺+ 3е = NO+ 2H₂O

3 Cu +2NO₃ˉ +8H⁺ = 3Cu²⁺ +2NO₂+ 4H₂O

4Mg+10HNO₃=4Mg(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

4 Mg –2е= Mg²⁺

1 NO₃ˉ +10H⁺+ 8е = NH₄⁺ + 3H₂O

4Mg + NO₃ˉ +10H⁺= 4Mg²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O.

Смесь концентрированной азотной кислоты с концентрированной соляной кислотой в соотношении I : 3 называется "царской водкой", на растворяет золото и платину:

Au+HNO₃+3HCl=H[AuCl₄]+NO+2H₂O

1 Au –3е + 4CI¯= [AuCl₄]¯

1 NO₃ˉ +4H⁺ +3е = NO+ 2H₂O

Au + 4CI¯+ NO₃ˉ +4H⁺ = [AuCl₄]¯+NO+ 2H₂O.

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности. Ее широко применяют для получения удобрений, бездымного пороха, взрывчатых веществ, например, нитроглицерина, динамита, красителей пластических масс.

Нитраты − соли азотной кислоты, твердые кристаллические вещества белого цвета, хорошо растворимые в воде. Соли, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, называются селитрами. Нитраты − довольно устойчивые соединения, разлагаются только при нагревании. Соли активных металлов разлагаются, превращаясь в нитриты:

2KNO₃ 2KNO₂+O₂.

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее магния, (включая

медь), разлагаются с образованием оксидов металлов:

2Рb(NO₃)₂ 2РbO+4NO₂+O₂.

Нитраты ртути и серебра разлагаются с образованием свободных металлов :

2AgNO₃ 2Ag+2NO₂+O₂.

Водные растворы нитратов почти не обладают окислительными свойствами. Нитраты тяжелых металлов используются в основном для получения оксидов металлов, а селитры − в качестве азотных удобрений. Из аммонийной селитры приготавливают взрывчатые смеси − аммоналы.

ЛЕКЦИЯ 4

ФОСФОР

Электронная формула фосфора 1s²2s²2p⁶3s²3p³; К= III

Фосфор в своих соединениях может проявлять степени окисления –3, -2, 0 , + 1, + 3, +5.

Физические свойства

Молекула фосфора при температурах выше 1000 °С состоит из двух атомов, при обычных условиях она четырехатомна, кроме того, могут существовать полимерные молекулы. Существует три полиморфных модификации фосфора : белый, красный и черный. Белый фосфор легкоплавок, летуч, чрезвычайно ядовит; в молекуле Р связь Р-Р легко разрывается, поэтому белый фосфор довольно активен. При нормальных условиях наиболее устойчив черный фосфор, который можно получить из белого при температуре 200 ⁰С и давлении 1,2 ×10¹⁰ Па, у него слоистая атомная решетка с пирамидальным расположением связей, по внешнему виду он похож на графит, но обладает полупроводниковыми свойствами. Существует несколько форм красного фосфора , окончательно их структура неустановлена. Красный, а особенно черный фосфор намного устойчивее белого.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: