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 в чистом виде не выделена и существует лишь в растворах, которые получают на холоде подкислением растворов ее солей:
Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2HNO 2 + BaSO 4
Эти растворы имеют голубую окраску, они относительно устойчивы при 0 °С, а при нагревании до комнатной температуры разлагаются: 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
Азотистая кислота легко диспропорционирует.
Окислительные свойства и прочность HNO 3 и HNO 2 удобно сопоставить с помощью диаграммы вольт-эквивалент - степень окисления. Легко заметить, что значение вольт-эквивалента HNO 2 лежит выше прямой, соединяющей значения вольт-эквивалентов NO и HNO 3 . Следовательно, G реакции диспропорционирования оказывается меньше нуля, иными словами, HNO 2 является неустойчивой кислотой и стремится диспропорционировать на NO и HNO 3 . Кроме того, в разбавленных растворах одинаковой концентрации (0,1 М) HNO 2 оказывается сильным окислителем, по силе превосходящим даже HNO 3 . Так, 0,05 М HNO 2 , мгновенно окисляет иодид калия:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2KI = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
а азотная кислота той же концентрации с KI не реагирует. Это следует и из диаграммы вольт-эквивалент-степень окисления. Действительно, наклон прямой, соединяющей значения вольт-эквивалентов HNO 2 и NO, оказывается круче, чем в случае пары HNO 3 и NO. Атом азота в HNO 2 находится в промежуточной степени окисления, поэтому для азотистой кислоты и ее солей характерны не только окислительные, но и восстановительные свойства. Так, нитриты обесцвечивают подкисленный раствор перманганата калия: 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Нитриты щелочных, щелочноземельных металлов и аммония - бесцветные или желтоватые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и плавящиеся без разложения. Нитриты переходных металлов в воде малорастворимы, а при нагревании легко разлагаются.
Отношение нитратов металлов к нагреванию.
Ме находящиеся левее Mg (кроме Li): МеNO 2 +O 2
Ме находящиеся между (и Li): MeO+NO 2 +O 2
Ме находящиеся правее Cu: Ме+NO 2 +O 2
Азотноватистая (гипоазотистая) кислота H 2 N 2 O 2 . Бесцветные кристаллы.Азотноватистая кислота - слабая и очень неустойчивая. Она и ее соли проявляют восстановительные свойства. При обезвоживании H 2 N 2 O 2 концентрированной H 2 SO 4 образуется оксид азота N 2 O, который формально можно рассматривать как ее ангидрид.
Нитроксиловая кислота H 4 N 2 O 4 . В свободном виде она неустойчива.
2. Все щелочные металлы взаимодействуют с водой, выделяя водород:
2Ме+2H 2 O=2МеOH+H 2
Эта экзотермическая реакция протекает очень быстро, натрий часто воспламеняется, а более тяжелые металлы реагируют со взрывом. Относительно низкая активность лития по отношению к воде определяется прежде всего кинетическими, а не термодинамическими причинами: литий наиболее твердый из щелочных металлов и имеет самую высокую температуру плавления, поэтому он медленнее дробится на капли и реагирует спокойнее других щелочных металлов.
Состав продуктов, образующихся при сгорании щелочных металлов на воздухе или в кислороде, зависит от природы металла. Так, литий образует оксид Li 2 O, натрий - пероксид Na 2 O 2 , калий, рубидий и цезий - супероксиды (надпероксиды) КO 2 , RbO 2 , CsO 2 . Все эти вещества имеют ионную кристаллическую решетку. Пероксиды: ст.окисл. -1, а супероксиды (надпероксиды) ст.окисл .
Взаимодействие с серой : При сплавлении натрия с серой образуются персульфиды типа Na 2 S 2 , Na 2 S 3 , Na 2 S 4 и Na 2 S 5 .
Li не образует полисульфидов. Остальные образуют: K 2 S+nS=K 2 S n
Э 2 S гидролизуются медленно, окисляются до тиосульфатов:
2Na 2 S+2O 2 +H 2 O=Na 2 S 2 O 3 +2NaOH
Взаимодействие с водородом:
Получают: Li(расплав)+H 2 =2LiH
NaH,KH,Cs,Rb разлагаются при нагревании. Все гидролизуются в воде: 2LiH+2H 2 O=2LiOH+H 2
Взаимодействие с галогенами:
LiF- малорастворим. LiCl,LiBr,LiI-гигроскопичны, образуют кристаллогидраты.
NaГ, KГ, CsГ, RbГ- хорошо растворимые соли.
Прочность связи Li-Г в ряду F, Cl, Br, I уменьшается, причина- сильное поляризующее влияние иона лития.
Взаимодействие с азотом:
Li 3 N синтезируется при обычных условиях. Остальные нитриды получают действием тихого электрического разряда на пары щелочных металлов в атмосфере азота. Они не устойчивы. В воде гидролизуются: Li 3 N+3H 2 O=3LiOH+NH 3
Оксиды, гидроксиды, соли.
Оксиды М 2 O их можно получить путем дозированного окисления металлов, однако в
этом случае конечный продукт будет содержать примеси. Цвет оксида изменяется
от белого (Li 2 O и Na 2 O) к желтому (K 2 O, Rb 2 O) и оранжевому (Cs 2 O). Удобным способом получения оксида натрия является взаимодействие натрия с расплавленным едким натром: 2NaOH + 2Na=2Na 2 O + H 2
Для всех щелочных металлов получены озониды МO 3 , в состав которых входит парамагнитный ион - . Солеобразные КO 3 , RbO 3 , CsO 3 получают действием озона на пероксиды, супероксиды или гидроксиды: КO 2 + O 3 = КO 3 + O 2
Все озониды представляют собой оранжево-красные кристаллические вещества. Они чрезвычайно взрывоопасны и неустойчивы.
Пероксиды, надпероксиды и озониды щелочных металлов при нагревании pазлагаются. Их термическая устойчивость увеличивается с ростом радиуса катиона. Пероксиды, надпероксиды и озониды являются сильными окислителями:
Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3
Гидроксиды элементов первой группы являются сильными основаниями. Они представляют собой бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе и постепенно превращающиеся в карбонаты. Гидроксиды щелочных металлов прекрасно растворимы в воде.
Гидроксиды натрия, калия, рубидия и цезия плавятся без разложения, в то время как LiOH при прокаливании выделяет воду: 2LiOH = Li 2 O + Н 2 O
Взаимодействие гидроксидов щелочных металлов с кислотами и кислотными оксидами приводит к образованию солей.
Нитраты щелочных Ме при нагревании разлагаются:
4LiNO 3 =2Li 2 O+4NO 2 +O 2
Но остальные: 2NaNO 3 =2NaNO 2 +O 2
Na 2 CO 3 *10H 2 O – кристаллическая сода
NaHCO 3 – питьевая сода (Получение- аммиачный способ, метод Сольве:
NaCl+NH 3 +CO 2 +H 2 O=NaHCO 3 +NH 4 Cl
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O (при нагревании)
Литий Li от остальных щелочных металлов отличает большее значение энергии ионизации и небольшой размер атома и иона. Литий по свойствам напоминает магний (диагональное сходство в периодической системе).
3. В окислительно-восстановительном процессе всегда участвуют две (сопряженные)
пары, каждая из которых включает окислитель и восстановитель. Процессу образования ионов способствует увеличение энтропии (энтропия ионов в растворе гораздо больше, чем энтропия металла) и образование гидратов, а препятствуют процессы ионизации (энергия ионизации достаточно высока) и разрушения кристаллической решетки. В состоянии равновесия на пластинке локализуется положительный заряд, который компенсируется противоионами, находящимися в растворе. Так возникает двойной электрический слой, характеризующийся некоторым скачком потенциала который зависит от природы металла, температуры и концентрации ионов металла в растворе. Величину , нельзя ни измерить, ни рассчитать. Однако, если такой полуэлемент соединить проводником с другим полуэлементом (например, то между ними будет протекать электрический ток, обусловленный разностью потенциалов. Электродвижущая сила (Е) процесса, например реакции:
будет равна с высокой степенью приближения разности потенциалов полуэлементов:
Вот эту величину - электродвижущую силу - измерить можно! Поэтому для характеристики полуэлементов (окислительно-восстановительных пар) используют величину ЭДС между данным полуэлементом и так называемым электродом сравнения. За электрод сравнения принят стандартный водородный электрод
2Н + (р)+2e - =H 2 0
и активности Н + , равной 1. ЭДС цепи, составленной из стандартного водородного электрода и изучаемого электрода, называют электродным потенциалом последнего. Если активности (концентрации) ионов равны единице, то этот потенциал называют
стандартным (Е°). Так, для окислительно-восстановительной пары Cu 2+ /Cu°, при
[Си 2+ ] = 1 моль/л: Е = = Е° (Cu 2+ /Cu°).
Уравнение 1. для окислительно-восстановительного процесса в целом можно записать так:
или в более общем виде: E=Eок-Евос
где Еок - электродный потенциал пары, выступающей в качестве окислителя; Евос - электродный потенциал пары, выступающей как восстановитель.
Реакционная способность Р оказывается более высокой, чем азота. С металлами Р взаимодействуют с образованием фосфидов. Их получают нагреванием смеси пниктогена с металлом в инертной атмосфере или в запаянной ампуле.
Гидролиз фосфида: Mg 3 P 2 +6H 2 O=2PH 3 +3Mg(OH) 2
Mg 3 P 2 +6HCl=2PH 3 +3MgCl 2
Фосфор диспропорционирует
Р 4 + 6Н 2 O = РН 3 + ЗН 3 PO 2
В кислой и нейтральной средах равновесие сильно смещено влево, и реакция практически не протекает. Равновесие смещается вправо под действием
щелочей: Р 4 + ЗКОН + ЗH 2 O=PH 3 + ЗКН 2 PO 2
Фосфин образует с воздухом взрывчатые смеси, а при поджигании сгорает, превращаясь в метафосфорную кислоту: РН 3 + 2O 2 =НРО 3 + Н 2 O
Фосфин плохо растворим в воде. Реагирует только с очень сильными кислотами (HI, HClO 4)
Алотропия фосфора.
Белый фосфор. Мягкое кристаллическое вещество с неприятным чесночным запахом, практически не растворим в воде, мало растворим в бензоле, хорошо растворим в сероуглероде. Он сильно ядовит, на воздухе горит. Имеет молекулярную решетку в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы
P 4 . Высокая реакционная способность.
Красный фосфор.P ∞ Образуется при нагревании белого до 320 градусов без доступа воздуха.Он не растворим в сероуглероде, но растворяется в расплавленном висмуте и свинце.
Черный фосфор. При нагревании 200 о С и давлении 1200 атм. Красный переходит в черный фосфор- термодинамически более выгодную форму. Напоминает графит.
Оксиды.
Оксиды Э 2 O 3 получают при взаимодействии простых веществ с кислородом. Оксид фосфора(III) представляет собой белый рыхлый кристаллический порошок, легко возгоняющийся. Оксид фосфора(III) называют фосфористым ангидридом, так как он взаимодействует с холодной водой с образованием фосфористой кислоты:
Р 4 O 6 +6Н 2 O = 4Н 3 PO 3
Оксиды фосфора(III) проявляют кислотные свойства
Оксиды Э 2 O 5 (Э 4 О 10). Оксид фосфора(V) (или фосфорный ангидрид) представляет
собой рыхлый белый порошок. Оксид фосфора(V) чрезвычайно жадно присоединяет воду. Реакция сопровождается сильным разогреванием и приводит к образованию
сложной смеси, состоящей из метафосфорных кислот разного состава, которые при кипячении гидролизуются до ортофосфорной кислоты Н 3 PO 4 .
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.
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:
При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением и образованием азотной кислоты :
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 :
Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода , хлор , перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:
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 :
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. HNO 2 имеет слабый характер. Весьма неустойчива, может быть только в разбавленных растворах:
2 HNO 2 NO + NO 2 + H 2 O .
Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми . Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO 2 , все они токсичны.
2HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O,
HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O,
5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O.
Строение азотистой кислоты.
В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-:
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 азотистой кислоты.
В водных растворах существует равновесие:
Нагреваясь, раствор азотистой кислоты распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:
HNO 2 в водных растворах диссоциирует (K D =4,6·10 −4), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:
Азотистая кислота проявляет окислительные и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода , хлор , перманганат калия) происходит окисление в азотную кислоту:
Кроме того, она может окислять вещества, которые обладают восстановительными свойствами:
Получение азотистой кислоты.
Азотистую кислоту получают при растворении оксида азота (III) N 2 O 3 в воде:
Кроме того, она образуется при растворении в воде оксида азота (IV) NO 2 :
.
Применение азотистой кислоты.
Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе в производстве органических красителей.
Физиологическое действие азотистой кислоты.
Азотистая кислота является токсичной и обладает ярко выраженным мутагенным действием, так как является деаминирующим агентом.
