ومن أهم المنتجات التي يستخدمها الإنسان حمض النترات. صيغة المادة هي HNO 3، كما أنها تحتوي على مجموعة متنوعة من المواد الفيزيائية و الخصائص الكيميائية، وتميزه عن غيره الأحماض غير العضوية. في مقالتنا سوف ندرس الخصائص حمض النيتريك، دعونا نتعرف على طرق تحضيره، وننظر أيضًا في نطاق تطبيق المادة في الصناعات المختلفةالصناعة والطب و زراعة.
ميزات الخصائص الفيزيائية
حمض النيتريك الذي يتم الحصول عليه في المختبر، والذي ترد صيغته الهيكلية أدناه، هو سائل عديم اللون ذو رائحة كريهة، وأثقل من الماء. يتبخر بسرعة وله نقطة غليان منخفضة تبلغ +83 درجة مئوية. يتم خلط المركب بسهولة مع الماء بأي نسب، مما يشكل محاليل بتركيزات مختلفة. علاوة على ذلك، يمكن لحمض النترات أن يمتص الرطوبة من الهواء، أي أنه مادة استرطابية. الصيغة الهيكليةحمض النيتريك غامض ويمكن أن يكون له شكلين.
حمض النترات غير موجود في الشكل الجزيئي. في المحاليل المائية بتركيزات مختلفة تكون المادة على شكل الجزيئات التالية: H 3 O + - أيونات الهيدرونيوم وأنيونات بقايا الحمض - NO 3 -.
التفاعل الحمضي القاعدي
حمض النيتريك، وهو أحد أقوى الأحماض، يخضع لتفاعلات الاستبدال والتبادل والتحييد. نعم مع أكاسيد أساسيةويشارك المركب في العمليات الأيضية التي ينتج عنها إنتاج الملح والماء. رد فعل التعادل هو الخاصية الكيميائية الأساسية لجميع الأحماض. ستكون منتجات تفاعل القواعد والأحماض دائمًا هي الأملاح والماء المقابلة:
هيدروكسيد الصوديوم + HNO3 → نانو3 + H2O
فيديو حول الموضوع
ردود الفعل مع المعادن
في جزيء حمض النيتريك، الذي صيغته HNO 3، يظهر النيتروجين أكثر من غيره درجة عاليةالأكسدة تساوي +5 فتنطق المادة خصائص الأكسدة. باعتباره حمضًا قويًا، فهو قادر على التفاعل مع المعادن في سلسلة نشاط المعادن حتى الهيدروجين. ومع ذلك، على عكس الأحماض الأخرى، فإنه يمكن أن يتفاعل أيضًا مع العناصر المعدنية السلبية، على سبيل المثال، النحاس أو الفضة. يتم تحديد الكواشف ومنتجات التفاعل من خلال تركيز الحمض نفسه ونشاط المعدن.
تمييع حمض النيتريك وخصائصه
لو جزء الشامل HNO 3 هو 0.4-0.6، فإن المركب يُظهر جميع خصائص الحمض القوي. على سبيل المثال، فإنه يتفكك إلى كاتيونات الهيدروجين والأنيونات من بقايا الحمض. المؤشرات في البيئة الحمضية، مثل عباد الشمس البنفسجي، تغير لونها إلى اللون الأحمر في حالة وجود فائض من أيونات H +. الميزة الرئيسيةتفاعل حمض النترات مع المعادن هو استحالة إطلاق الهيدروجين الذي يتأكسد إلى الماء. بدلا من ذلك، يتم تشكيل مركبات مختلفة - أكاسيد النيتروجين. على سبيل المثال، في عملية تفاعل الفضة مع جزيئات حمض النيتريك، التي تكون صيغتها HNO 3، يتم اكتشاف أول أكسيد النيتروجين والماء والملح - نترات الفضة. تقل درجة أكسدة النيتروجين في الأيون المركب عند إضافة ثلاثة إلكترونات.
يتفاعل حمض النترات مع العناصر المعدنية النشطة، مثل المغنيسيوم والزنك والكالسيوم، لتكوين أكسيد النيتريك الذي يكون تكافؤه هو الأصغر ويساوي 1. كما يتكون الملح والماء:
4Mg + 10HNO3 = NH4NO3 + 4Mg(NO3)2 + 3H2O
إذا كان حمض النيتريك، الذي الصيغة الكيميائية له HNO 3، مخففًا جدًا، في هذه الحالة، فإن منتجات تفاعله مع المعادن النشطةسوف تكون مختلفة. قد يكون هذا الأمونيا أو النيتروجين الحر أو أكسيد النيتريك (I). كل هذا يتوقف على عوامل خارجيةوالتي تشمل درجة طحن المعدن ودرجة حرارة خليط التفاعل. فمثلاً تكون معادلة تفاعله مع الزنك كما يلي:
Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
يتم اختزال حمض HNO 3 المركز (96-98%) في التفاعلات مع المعادن إلى ثاني أكسيد النيتروجين، وهذا عادة لا يعتمد على موضع المعدن في سلسلة N. Beketov. يحدث هذا في معظم الحالات، على سبيل المثال، عند التفاعل مع الفضة.
دعونا نتذكر الاستثناء من القاعدة: حمض النيتريك المركز الظروف العاديةلا يتفاعل مع الحديد والألومنيوم والكروم، ولكنه يخمدها. وهذا يعني أن طبقة أكسيد واقية تتشكل على سطح المعادن، مما يمنع المزيد من التلامس مع جزيئات الحمض. ويسمى خليط المادة مع حمض الكلوريد المركز بنسبة 3:1 بالماء الملكي. لديه القدرة على إذابة الذهب.
كيف يتفاعل حمض النترات مع اللافلزات
تؤدي الخصائص المؤكسدة القوية للمادة إلى حقيقة أنه في تفاعلاتها مع العناصر غير المعدنية تتحول الأخيرة إلى شكل الأحماض المقابلة. على سبيل المثال، يتأكسد الكبريت إلى حمض الكبريتات، والبورون إلى حمض البوريك، والفوسفور إلى حمض الفوسفات. تؤكد معادلات التفاعل أدناه ذلك:
S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O
تحضير حمض النتريك
الطريقة المختبرية الأكثر ملاءمة للحصول على المادة هي تفاعل النترات مع حمض الكبريتات المركز. يتم ذلك بتسخين منخفض، مع تجنب ارتفاع درجة الحرارة، لأنه في هذه الحالة يتحلل المنتج الناتج.
في الصناعة، يمكن إنتاج حمض النيتريك بعدة طرق. على سبيل المثال، عن طريق أكسدة الأمونيا التي يتم الحصول عليها من نيتروجين الهواء والهيدروجين. يتم إنتاج الحمض على عدة مراحل. المنتجات الوسيطة ستكون أكاسيد النيتروجين. أولاً، يتكون أول أكسيد النيتروجين NO، ثم يتأكسد بواسطة الأكسجين الجوي إلى ثاني أكسيد النيتروجين. وأخيرًا، في التفاعل مع الماء والأكسجين الزائد، يتم إنتاج حمض النترات المخفف (40-60%) من NO 2. إذا تم تقطيره مع حمض الكبريتات المركز، يمكن زيادة الجزء الكتلي من HNO3 في المحلول إلى 98.
تم اقتراح الطريقة الموصوفة أعلاه لإنتاج حمض النترات لأول مرة من قبل مؤسس صناعة النيتروجين في روسيا آي أندريف في بداية القرن العشرين.
طلب
وكما نتذكر، فإن الصيغة الكيميائية لحمض النيتريك هي HNO 3. ما هي الخصائص الكيميائية المحددة التي تحدد استخدامه إذا كان حمض النترات منتجًا واسع النطاق؟ الإنتاج الكيميائي؟ هذه هي القدرة المؤكسدة العالية للمادة. يتم استخدامه في صناعة الأدوية للحصول على الأدوية. تعمل المادة كمواد أولية لتخليق المركبات المتفجرة والبلاستيك والأصباغ. يستخدم حمض النترات المعدات العسكريةكمؤكسد لوقود الصواريخ. يتم استخدام كمية كبيرة منه في الإنتاج أهم الأنواعالأسمدة النيتروجينية - النترات. أنها تساعد على زيادة إنتاجية أهم المحاصيل الزراعية وزيادة محتوى البروتين في الفواكه والكتلة الخضراء.
مجالات تطبيق النترات
بعد دراسة الخصائص الأساسية وإنتاج واستخدام حمض النيتريك، سنركز على استخدام أهم مركباته - الأملاح. فهي ليست مجرد أسمدة معدنية، بل إن بعضها يمتلكها أهمية عظيمةالخامس الصناعة العسكرية. على سبيل المثال، خليط يتكون من 75٪ نترات البوتاسيوم، 15٪ فحم ناعم و 5٪ كبريت يسمى مسحوق أسود. يتم الحصول على الأمونال، وهي مادة متفجرة، من نترات الأمونيوم، وكذلك الفحم ومسحوق الألومنيوم. خاصية مثيرة للاهتمامأملاح حمض النترات هي قدرتها على التحلل عند تسخينها.
علاوة على ذلك، ستعتمد منتجات التفاعل على أيون المعدن الموجود في الملح. إذا كان العنصر المعدني موجودًا في سلسلة النشاط على يسار المغنيسيوم، فسيتم العثور على النتريت والأكسجين الحر في المنتجات. إذا كان المعدن الموجود في النترات يقع من المغنيسيوم إلى النحاس شاملاً، فعند تسخين الملح، يتكون ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين وأكسيد العنصر المعدني. أملاح الفضة أو الذهب أو البلاتين درجة حرارة عاليةتشكل المعادن الحرة والأكسجين وثاني أكسيد النيتروجين.
اكتشفنا في مقالتنا ما هي الصيغة الكيميائية لحمض النيتريك في الكيمياء، وما هي خصائص خصائصه المؤكسدة الأكثر أهمية.
حمض النيتروز هو أحادي القاعدة حمض ضعيفوالتي لا يمكن أن توجد إلا في المحاليل المائية المخففة اللون الأزرقوعلى شكل غاز. وتسمى أملاح هذا الحمض بحمض النيتروز أو النتريت. فهي سامة وأكثر استقرارا من الحمض نفسه. صيغة كيميائية من هذه المادةيبدو مثل هذا: HNO2.
الخصائص الفيزيائية:
1. الكتلة الموليةيساوي 47 جم / مول.
2. يساوي 27 صباحا.
3. الكثافة 1.6.
4. نقطة الانصهار 42 درجة.
5. درجة الغليان 158 درجة.
الخواص الكيميائيةحمض النيتروز
1. إذا تم تسخين محلول يحتوي على حمض النيتروز يحدث التفاعل الكيميائي التالي:
3HNO2 (حمض النيتروز) = HNO3 (حمض النيتريك) + 2NO المنطلق كغاز) + H2O (ماء)
2. في المحاليل المائية ينفصل ويسهل إزاحته من الأملاح بواسطة أحماض أقوى:
H2SO4 ( حمض الكبريتيك) + 2NaNO2 (نتريت الصوديوم) = Na2SO4 (كبريتات الصوديوم) + 2HNO2 (حمض النيتروز)
3. المادة التي ندرسها يمكن أن تظهر كلا من الأكسدة و الخصائص التصالحية. عند تعرضه لعوامل مؤكسدة أقوى (على سبيل المثال: الكلور، بيروكسيد الهيدروجين H2O2، يتأكسد إلى حمض النيتريك (في بعض الحالات يتكون ملح حمض النيتريك):
الخصائص التصالحية:
HNO2 (حمض النيتروز) + H2O2 (بيروكسيد الهيدروجين) = HNO3 (حمض النيتريك) + H2O (ماء)
HNO2 + Cl2 (كلور) + H2O (ماء) = HNO3 (حمض النيتريك) + 2HCl (حمض الهيدروكلوريك)
5HNO2 (حمض النيتروز) + 2HMnO4 = 2Mn(NO3)2 (نترات المنغنيز، ملح حمض النيتريك) + HNO3 (حمض النيتريك) + 3H2O (ماء)
خصائص الأكسدة:
2HNO2 (حمض النيتروز) + 2HI = 2NO (أكسيد الأكسجين على شكل غاز) + I2 (اليود) + 2H2O (ماء)
تحضير حمض النيتروز
ويمكن الحصول على هذه المادة بعدة طرق:
1. عندما يذوب أكسيد النيتروجين (III) في الماء:
N2O3 (أكسيد النيتريك) + H2O (ماء) = 2HNO3 (حمض النيتروز)
2. عندما يذوب أكسيد النيتروجين (IV) في الماء:
2NO3 (أكسيد النيتريك) + H2O (ماء) = HNO3 (حمض النيتريك) + HNO2 (حمض النيتروز)
تطبيق حمض النيتروز:
- تحويل الأمينات الأولية العطرية إلى أزوتة؛
- إنتاج أملاح الديازونيوم.
- في تركيب المواد العضوية (على سبيل المثال لإنتاج الأصباغ العضوية).
آثار حمض النيتروز على الجسم
هذه المادة سامة ولها تأثير مطفر قوي، لأنها في الأساس عامل تمييع.
ما هي النتريت
النتريت هي أملاح مختلفةحمض النيتروز. فهي أقل مقاومة لدرجة الحرارة من النترات. ضروري في إنتاج بعض الأصباغ. تستخدم في الطب.
اكتسب نتريت الصوديوم أهمية خاصة بالنسبة للبشر. هذه المادة لها الصيغة NaNO2. يستخدم كمادة حافظة في الصناعات الغذائيةفي إنتاج منتجات الأسماك واللحوم. وهو أبيض نقي أو قليلا اللون مصفر. نتريت الصوديوم استرطابي (باستثناء نتريت الصوديوم المنقى) وقابل للذوبان بدرجة عالية في H2O (الماء). في الهواء يمكن أن يتأكسد تدريجياً حتى يصبح له خصائص اختزال قوية.
يستخدم نتريت الصوديوم في:
- التخليق الكيميائي: لإنتاج مركبات الديازو أمين، لإبطال مفعول أزيد الصوديوم الزائد، لإنتاج الأكسجين وأكسيد الصوديوم ونيتروجين الصوديوم، لامتصاص ثاني أكسيد الكربون؛
- في الانتاج منتجات الطعام (إمداد غذائي E250): كعامل مضاد للأكسدة ومضاد للبكتيريا.
- في البناء: كمادة مضافة مضادة للتجمد للخرسانة في صناعة الهياكل ومنتجات البناء، في تركيب المواد العضوية، كمثبط للتآكل الجوي، في إنتاج المطاط، بوبرس، المحاليل المضافة للمتفجرات؛ عند معالجة المعدن لإزالة طبقة القصدير وأثناء عملية الفوسفات؛
- في التصوير الفوتوغرافي: كمضاد للأكسدة وكاشف؛
- في علم الأحياء والطب: موسع للأوعية الدموية، مضاد للتشنج، ملين، موسع قصبي. كترياق لتسمم حيوان أو شخص بالسيانيد.
حاليا، يتم استخدام أملاح أخرى من حمض النيتروز (على سبيل المثال، نتريت البوتاسيوم).
حمض النيتريك: الخواص والتفاعلات،
الإنتاج الأساسي
الصف التاسع
عندما يأتي الأطفال إلى درس الكيمياء، فإنهم يريدون تعلم أشياء جديدة وتطبيق معارفهم، ويحبون بشكل خاص الحصول على المعلومات والتجربة بشكل مستقل. تم تنظيم هذا الدرس بحيث أثناء الدراسة مواد جديدةيمكن للطلاب استخدام المعرفة المكتسبة سابقًا: بنية ذرة النيتروجين وأنواعها الرابطة الكيميائية، التفكك الكهربائي، تفاعلات الأكسدة والاختزال، احتياطات السلامة عند إجراء التجارب.
الأهداف.مراجعة تصنيف وخصائص أكاسيد النيتروجين، وكذلك الخصائص العامةحامض النيتريك في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي (ED). تعريف الطلاب بالخصائص المؤكسدة لحمض النيتريك باستخدام مثال تفاعل الحمض المخفف والمركز مع المعادن. إعطاء فكرة عن طرق إنتاج حامض النيتريك ومجالات تطبيقه.
معدات.يوجد على كل طاولة أمام الطلاب خطة درس ورسم تخطيطي لتفاعل حمض النيتريك مع المعادن ومجموعة من الكواشف واختبارات لتوحيد المادة المدروسة.
يخطط
أكاسيد النيتروجين.
تكوين وهيكل جزيء حمض النيتريك.
الخصائص الفيزيائية لحمض النيتريك.
الخواص الكيميائية لحمض النيتريك.
تحضير حمض النتريك .
تطبيق حمض النيتريك.
توحيد المواد (اختبار حسب الخيارات).
خلال الفصول الدراسية
أكاسيد النيتروجين
مدرس.تذكر واكتب صيغ أكاسيد النيتروجين. ما هي الأكاسيد التي تسمى مكوّنة للملح، والتي تسمى غير مكوّنة للملح؟ لماذا؟
يقوم الطلاب بشكل مستقل بكتابة صيغ أكاسيد النيتروجين الخمسة، وتسميتها، وتذكر العناصر التي تحتوي على النيتروجين أحماض الأكسجينوإنشاء مراسلات بين الأكاسيد والأحماض. أحد الطلاب يكتب على السبورة (الجدول).
طاولة
مقارنة أكاسيد النيتروجين والأحماض والأملاح
تجربة مظاهرة:
تفاعل أكسيد النيتروجين (IV) مع الماء
مدرس. في سفينة ذاتلا 2 أضف القليل من الماء ورج المحتويات ثم اختبر المحلول الناتج باستخدام عباد الشمس.
ماذا نرى؟ يتحول المحلول إلى اللون الأحمر بسبب تكوين حمضين.
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.
درجة أكسدة النيتروجينلا 2 يساوي +4، أي إنه متوسط بين +3 و +5، وهو أكثر استقرارًا في المحلول، لذلك يتوافق حمضان مع أكسيد النيتريك (IV) - النيتروز والنيتريك.
تكوين وهيكل الجزيء
مدرس.اكتب على السبوره الصيغة الجزيئيةحمض النيتريك، احسبه الوزن الجزيئي الغراميولاحظ حالات الأكسدة للعناصر. كتابة الصيغ الهيكلية والإلكترونية.
الطلاب يشكلون الصيغ التالية(رسم بياني 1).
أرز. 1. الصيغ الهيكلية والإلكترونية غير الصحيحة لحمض النيتريك
مدرس.وفقاً لهذه الصيغ، تدور عشرة إلكترونات حول النيتروجين، لكن هذا لا يمكن أن يحدث، لأن... يوجد النيتروجين في الدورة الثانية ويمكن أن يحتوي على ثمانية إلكترونات كحد أقصى في طبقته الخارجية. ويتم التخلص من هذا التناقض إذا افترضنا أن بين ذرة النيتروجين وإحدى ذرات الأكسجين أ الرابطة التساهميةمن خلال آلية المانحين والمتقبلين(الصورة 2).
أرز. 2. الصيغة الإلكترونيةحمض النيتريك.
تتم الإشارة إلى إلكترونات ذرة النيتروجين بنقاط سوداء
ثم يمكن تصوير الصيغة الهيكلية لحمض النيتريك على النحو التالي(تين. 3) :
أرز. 3. الصيغة الهيكلية لحمض النيتريك
(رابطة المانحين والمتقبلينمبين بالسهم)
ومع ذلك فقد ثبت تجريبيا أن الرابطة المزدوجة موزعة بالتساوي بين ذرتي الأكسجين. حالة أكسدة النيتروجين في حمض النيتريك هي +5، والتكافؤ (ملاحظة) هو أربعة، لأنه لا يوجد سوى أربعة أزواج إلكترون مشتركة.
الخصائص الفيزيائية لحمض النيتريك
مدرس.أمامك زجاجات من حمض النيتريك المخفف والمركز. يصف الخصائص الفيزيائيةالذي تشاهده.
يصف الطلاب حمض النيتريك بأنه سائل أثقل من الماء، أصفر اللون، ذو رائحة نفاذة. محلول حمض النيتريك عديم اللون والرائحة.
مدرس. سأضيف أن درجة غليان حمض النيتريك هي +83 درجة مئوية، ونقطة التجمد هي -41 درجة مئوية، أي. في الظروف العادية يكون سائلا. يتم تفسير الرائحة النفاذة وحقيقة تحولها إلى اللون الأصفر أثناء التخزين من خلال حقيقة أن الحمض المركز غير مستقر ويتحلل جزئيًا عند تعرضه للضوء أو التسخين.
الخواص الكيميائية للحمض
مدرس. تذكر ما هي المواد التي تتفاعل معها الأحماض؟(اسم الطلاب.)
أمامك الكواشف، قم بإجراء التفاعلات المذكورة* واكتب ملاحظاتك (يجب تدوين التفاعلات في ضوء TED).
الآن دعونا ننتقل إلى خصائص محددةحمض النيتريك.
لاحظنا أن الحمض يتحول إلى اللون الأصفر أثناء التخزين، والآن سنثبت ذلك تفاعل كيميائي:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.
(يكتب الطلاب ما بأنفسهم توازن إلكترونيتفاعلات.)
ينبعث "الغاز البني"(NO2) تلوين الحمض.
يتصرف هذا الحمض بشكل خاص تجاه المعادن. تعلم أن المعادن تحل محل الهيدروجين من المحاليل الحمضية، لكن هذا لا يحدث عند تفاعلها مع حمض النيتريك.
انظر إلى الرسم البياني الموجود على مكتبك (الشكل 4)، والذي يوضح الغازات التي يتم إطلاقها عندما تتفاعل الأحماض ذات التركيزات المختلفة مع المعادن. (العمل مع الرسم التخطيطي.)
أرز. 4. مخطط تفاعل حامض النيتريك مع المعادن
تجربة العرض التوضيحي:
تفاعل حمض النيتريك المركز مع النحاس
عرض فعال للغاية لتفاعل حمض النيتريك (المتبلور) مع مسحوق النحاس أو قطع الأسلاك النحاسية المفرومة جيدًا:
يسجل الطلاب بشكل مستقل التوازن الإلكتروني للتفاعل:
إنتاج الحمض
مدرس. لن يكون الدرس مكتملاً إذا لم نأخذ في الاعتبار مسألة الحصول على حمض النيتريك.
طريقة المختبر: تأثير حامض الكبريتيك المركز على النترات (الشكل 5).
NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3.
في الصناعة يتم إنتاج الحمض بشكل رئيسي بطريقة الأمونيا.
أرز. 5. الحصول على حمض النيتريك في المختبر حتى الآن
من الملائم استخدام الأدوات الكيميائية القديمة – معوجة
طريقة إنتاج الحمض من النيتروجين والأكسجين عند درجات حرارة أعلى من 2000 درجة مئوية (القوس الكهربائي) ليست منتشرة بشكل خاص.
في روسيا، يرتبط تاريخ إنتاج حمض النيتريك باسم الكيميائي التكنولوجي إيفان إيفانوفيتش أندريف (1880-1919).
في عام 1915، أنشأ أول منشأة لإنتاج الحمض من الأمونيا ونفذ الطريقة المطورة على نطاق المصنع في عام 1917. تم بناء أول مصنع في دونيتسك.
تتضمن هذه الطريقة عدة خطوات.
1) تحضير خليط الأمونيا والهواء.
2) أكسدة الأمونيا بأكسجين الهواء على شبكة من البلاتين:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
3) مزيد من أكسدة أكسيد النيتريك (II) إلى أكسيد النيتريك (IV):
2NO + يا 2 = 2NO 2.
4) إذابة أكسيد النيتريك (IV) في الماء وإنتاج الحمض:
3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO.
إذا تم الذوبان في وجود الأكسجين، فإن كل أكسيد النيتروجين (IV) يتحول إلى حمض النيتريك.
5) المرحلة النهائيةإنتاج حمض النيتريك – تنقية الغازات المنبعثة في الغلاف الجوي من أكاسيد النيتروجين. تكوين هذه الغازات: ما يصل إلى 98٪ نيتروجين و2-5٪ أكسجين و0.02-0.15٪ أكاسيد النيتروجين. (كان النيتروجين في البداية موجودًا في الهواء المأخوذ لأكسدة الأمونيا.) إذا كانت أكاسيد النيتروجين في غازات العادم هذه أكثر من 0.02%، فسيتم اختزالها بشكل تحفيزي إلى نيتروجين، لأنه حتى هذه الكميات الصغيرة من هذه الأكاسيد تؤدي إلى مشاكل بيئية كبيرة.
بعد كل ما قيل، يطرح السؤال: لماذا نحتاج إلى الحمض؟
تطبيق الحمض
مدرس.يستخدم حمض النيتريك لإنتاج: الأسمدة النيتروجينية، ونترات الأمونيوم في المقام الأول (كيف يتم الحصول عليها؟)؛ المتفجرات (لماذا؟) ؛ الأصباغ. النترات، والتي سنتحدثفي الدرس القادم.
تحديد المواد
مسح الطبقة الأمامية
– لماذا تكون حالة أكسدة النيتروجين في حامض النيتريك +5 والتكافؤ أربعة؟
- ما هي المعادن التي لا يتفاعل معها حمض النيتريك؟
– أنت بحاجة إلى التعرف على أحماض الهيدروكلوريك والنيتريك، فهناك ثلاثة معادن على الطاولة – النحاس والألومنيوم والحديد. ماذا ستفعل ولماذا؟
امتحان
الخيار 1
1. أي سلسلة من الأرقام تتوافق مع توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة في ذرة النيتروجين؟
1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.
2. أكمل المعادلات للتفاعلات الممكنة عمليًا:
1) HNO 3 (مخفف) + نحاس...؛
2) Zn + HNO 3 (conc.) ... ؛
3) HNO 3 + MgCO 3 ... ؛
4) CuO + KNO3 ... .
3. وضح أي معادلة توضح إحدى مراحل عملية الإنتاج الصناعي لحمض النيتريك؟
1) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O؛
2) 5HNO 3 + 3P + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO؛
3) ن 2 + يا 2 = 2NO.
4. درجة سلبيةتتجلى الأكسدة بالنيتروجين في المركب:
1) ن2س؛ 2) لا؛ 3) رقم 2؛ 4) نا 3 ن.
5. يؤدي تفاعل نشارة النحاس مع حمض النيتريك المركز إلى تكوين:
1) رقم 2؛ 2) لا؛ 3) ن 2؛ 4) نه 3.
الخيار 2
1. قيمة أعلى تكافؤ للنيتروجين هي:
1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.
2. اكتب التفاعل المحتمل لحمض النتريك المركز مع المعادن التالية: الصوديوم، الألومنيوم، الزنك، الحديد، الكروم.
3. اختيار المواد التي تعتبر مواد أولية لإنتاج حامض النيتريك:
1) النيتروجين والهيدروجين.
2) الأمونيا والهواء والماء.
3) النترات.
4. لا يتفاعل حمض النيتريك المركز مع:
2) حمض الهيدروكلوريك.
3) الكربون.
4) هيدروكسيد الباريوم.
5. عندما يتفاعل حمض مخفف جداً مع المغنيسيوم فإنه يشكل:
1) رقم 2؛ 2) لا؛ 3) ن 2 أو؛ 4) نه 4 رقم 3.
إجابات الاختبارات الخيار 1. 1 – 4;
3 – 1; 4 – 4; 5 – 1. الخيار 2. 1 – 4;
3 – 2; 4 – 1; 5 – 4. |
* على سبيل المثال، يمكنك دعوة الأطفال لإجراء التجارب المعملية التالية.
1) أضف عباد الشمس إلى أنبوب اختبار بمحلول حمض النيتريك ثم أضف محلول هيدروكسيد الصوديوم تدريجياً. اكتب ملاحظاتك.
2) ضع بعض الطباشير في أنبوب اختبار وأضف حمض النيتريك المخفف.
3) ضع بعض أكسيد النحاس الثنائي في أنبوب اختبار وأضف إليه حمض النيتريك المخفف. ما هو لون الحل؟ ثبت أنبوب الاختبار في الحامل وقم بتدفئته. كيف يتغير لون المحلول؟ ماذا يعني تغير اللون؟ - ملحوظة يحرر.
مقدمة
أنت مهتم بزراعة الزهور وأتيت إلى المتجر لشراء الأسمدة لزهورك. إعادة النظر أسماء مختلفةوالتركيبات، لاحظت وجود زجاجة مكتوب عليها "أسمدة النيتروجين". نقرأ تركيبته: "فسفور، كالسيوم، هذا وذاك... حمض النيتريك؟ أي نوع من الحيوانات هذا؟!" عادة يتعرف المرء على حمض النيتريك في مثل هذه البيئة. وسيرغب الكثيرون بعد ذلك في معرفة المزيد عنها. اليوم سأحاول إرضاء فضولك.
تعريف
حمض النيتريك (الصيغة HNO 3) هو حمض أحادي القاعدة قوي. في الحالة غير المؤكسدة، يبدو كما في الصورة 1. في الظروف العادية يكون سائلًا، ولكن يمكن تحويله إلى مادة صلبة حالة التجميع. وفيه يشبه بلورات ذات شبكة أحادية الميل أو معينية.
الخواص الكيميائية لحمض النيتريك
وله القدرة على الخلط الجيد مع الماء، حيث يحدث تفكك شبه كامل لهذا الحمض إلى أيونات. حمض النيتريك المركز بني اللون (صورة). يتم ضمانه عن طريق التحلل إلى ثاني أكسيد النيتروجين والماء والأكسجين، والذي يحدث بسبب ضوء الشمسالذي يقع عليها. إذا قمت بتسخينه، سيحدث نفس التحلل. تتفاعل معه جميع المعادن، باستثناء التنتالوم والذهب والبلاتينويد (الروثينيوم والروديوم والبلاديوم والإيريديوم والأوسيميوم والبلاتين). ومع ذلك، فإن دمجها مع حمض الهيدروكلوريك يمكن أن يذيب بعضها (وهذا ما يسمى "الفودكا الملكية"). يمكن أن يعمل حمض النيتريك، بأي تركيز، كعامل مؤكسد. يمكن أن تشتعل العديد من المواد العضوية تلقائيًا عند التفاعل معها. وسيتم تخميل بعض المعادن الموجودة في هذا الحمض. عند تعرضه لها (وكذلك عند التفاعل مع الأكاسيد والكربونات والهيدروكسيدات)، يشكل حمض النيتريك أملاحه التي تسمى النترات. هذا الأخير يذوب جيدا في الماء. لكن أيونات النترات لا تتحلل فيه. إذا قمت بتسخين أملاح هذا الحمض، فسوف يحدث تحلل لا رجعة فيه.
إيصال
لإنتاج حمض النيتريك، تتم أكسدة الأمونيا الاصطناعية باستخدام محفزات البلاتين والروديوم لإنتاج خليط من غازات النيتروز، والتي يمتصها الماء فيما بعد. ويتشكل أيضًا عند خلط وتسخين نترات البوتاسيوم وكبريتات الحديد.
طلب
ويستخدم حمض النيتريك في إنتاج الأسمدة المعدنية والمتفجرات وبعض المواد السامة. إنها تتعرض للتخويف استمارات مطبوعة(لوحات النقش، وكليشيهات المغنيسيوم، وما إلى ذلك)، وكذلك حلول الصبغ الحمضية للصور. ويستخدم حمض النيتريك في إنتاج الأصباغ والأدوية، كما يستخدم في تحديد وجود الذهب في سبائك الذهب.
التأثيرات الفسيولوجية
وبالنظر إلى درجة تأثير حمض النيتريك على الجسم، فإنه يصنف ضمن فئة الخطر 3 (متوسطة الخطورة). استنشاق أبخرةه يؤدي إلى تهيج الجهاز التنفسي. عندما يتلامس حمض النيتريك مع الجلد، فإنه يترك العديد من القرح طويلة الشفاء. أصبحت مناطق الجلد التي دخلت فيها مميزة اللون الأصفر(صورة). تكلم لغة علمية، يحدث تفاعل بروتين الزانثوبروتين. ثاني أكسيد النيتروجين، الذي يتم إنتاجه عند تسخين حمض النيتريك أو تحلله في الضوء، هو سام للغاية ويمكن أن يسبب الوذمة الرئوية.
خاتمة
حمض النيتريك مفيد للإنسان في كل من الحالات المخففة والنقية. ولكن غالبًا ما يتم العثور عليه في مواد، ربما يكون الكثير منها مألوفًا لك (على سبيل المثال، النتروجليسرين).
الصيغة الهيكلية
صيغة صحيحة أو تجريبية أو إجمالية: حمض الهيدروكلوريك3
التركيب الكيميائي لحمض النيتريك
الوزن الجزيئي: 63.012
حمض النيتريك ( حمض الهيدروكلوريك3) هو حمض أحادي القاعدة قوي. يشكل حمض النيتريك الصلب تعديلين بلوريين مع شبكات أحادية الميل وتقويم العظام.
يمتزج حمض النيتريك مع الماء بأي نسبة. وفي المحاليل المائية، يتفكك بالكامل تقريبًا إلى أيونات. أشكال بالماء خليط أزيوتروبيبتركيز 68.4% ودرجة غليانه 120 درجة مئوية عند الطبيعي الضغط الجوي. هناك نوعان من الهيدرات الصلبة المعروفة: مونوهيدرات (HNO 3 ·H 2 O) وثلاثي الهيدرات (HNO 3 · 3H 2 O).
النيتروجين في حامض النيتريك رباعي التكافؤ، حالة الأكسدة +5. حمض النيتريك هو سائل عديم اللون يتصاعد في الهواء، نقطة انصهاره -41.59 درجة مئوية، ونقطة غليانه +82.6 درجة مئوية (عند الضغط الجوي العادي) مع تحلل جزئي. يمتزج حمض النيتريك مع الماء بجميع النسب. محاليل مائيةيُطلق على HNO 3 بكسر كتلي يتراوح بين 0.95-0.98 اسم "حمض النيتريك المدخن"، مع جزء كتلي يتراوح بين 0.6-0.7 - حمض النيتريك المركز. يشكل خليط أزيوتروبي مع الماء (جزء الكتلة 68.4%، d20 = 1.41 جم/سم3، T bp = 120.7 درجة مئوية)
عادة ما يكون HNO 3 عالي التركيز بني اللون بسبب عملية التحلل التي تحدث في الضوء. عند تسخينه، يتحلل حمض النيتريك وفقًا لنفس التفاعل. يمكن تقطير حمض النيتريك دون تحلل فقط تحت ضغط منخفض (تم العثور على نقطة الغليان المشار إليها عند الضغط الجوي عن طريق الاستقراء).
يعتبر الذهب وبعض معادن مجموعة البلاتين والتنتالوم خاملة لحمض النيتريك على مدى نطاق التركيز بأكمله، وتتفاعل معه معادن أخرى، ويتم تحديد مسار التفاعل من خلال تركيزه.
يُظهر حمض النيتريك في أي تركيز خصائص الحمض المؤكسد، حيث يتم تقليل النيتروجين إلى حالة أكسدة تتراوح بين +5 إلى −3. ويعتمد عمق الاختزال في المقام الأول على طبيعة عامل الاختزال وتركيز حمض النيتريك.
يسمى خليط من أحماض النيتريك والكبريتيك "ميلانج".
يستخدم حمض النيتريك على نطاق واسع لإنتاج مركبات النيترو.
خليط من ثلاثة مجلدات من حمض الهيدروكلوريكوحجم واحد من النيتروجين يسمى "الفودكا الملكية". يذيب الماء الملكي معظم المعادن، بما في ذلك الذهب والبلاتين. ترجع قدراته المؤكسدة القوية إلى الكلور الذري الناتج وكلوريد النتروسيل.
حمض النيتريك هو حامض قوي. يتم الحصول على أملاحه - النترات - من خلال عمل HNO 3 على المعادن أو الأكاسيد أو الهيدروكسيدات أو الكربونات. جميع النترات شديدة الذوبان في الماء. لا يتحلل أيون النترات في الماء. تستخدم النترات على نطاق واسع كأسمدة. علاوة على ذلك، فإن جميع النترات تقريبًا قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء، لذلك يوجد عدد قليل جدًا منها في الطبيعة على شكل معادن؛ الاستثناءات هي نترات التشيلية (الصوديوم) والنترات الهندية (نترات البوتاسيوم). يتم الحصول على معظم النترات بشكل مصطنع.
من حيث درجة التأثير على الجسم، ينتمي حمض النيتريك إلى مواد فئة الخطر الثالثة. أبخرته ضارة جدًا: تسبب الأبخرة تهيجًا في الجهاز التنفسي، ويترك الحمض نفسه تقرحات طويلة الشفاء على الجلد. عند تعرضه للجلد، يحدث لون أصفر مميز للجلد بسبب تفاعل بروتين الزانثوبروتين. عند تسخينه أو تعرضه للضوء، يتحلل الحمض ليشكل ثاني أكسيد النيتروجين شديد السمية رقم 2 (غاز بني). MPC لحمض النيتريك في الهواء منطقة العمللـ NO2 2 ملغم/م3.