حمض النيتروز هو حمض ضعيف أحادي القاعدة ولا يمكن أن يوجد إلا في حالة مخففة محاليل مائية 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 الكيميائية لحمض 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. يمكن للمادة التي ندرسها أن تظهر خصائص مؤكسدة ومختزلة. 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 التوليف 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. إنه مسحوق أبيض نقي أو مصفر قليلاً. 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).

أرز. 97. اشتعال زيت التربنتين في حامض النيتريك

نقي - سائل عديم اللون. الوزن 1.53، يغلي عند 86 درجة، وعند -41 درجة يصلب إلى كتلة بلورية شفافة. في الهواء، "يدخن"، مثل حمض الهيدروكلوريك المركز، حيث تشكل أبخرته قطرات صغيرة من الضباب مع الرطوبة الموجودة في الهواء.

وهو قابل للامتزاج مع الماء بأي نسبة، ويغلي محلول 68% عند درجة حرارة 120.5 درجة مئوية ويتم تقطيره دون تغيير. هذه هي تركيبة عود البيع العادي. الوزن 1.4. يُعرف الحمض المركز الذي يحتوي على 96-98% من HNO3 ولونه بني محمر مع ثاني أكسيد النيتروجين المذاب فيه بحمض النيتريك المدخن.

حمض النيتريكليس لديه أي مقاومة كيميائية معينة. بالفعل تحت تأثير الضوء، فإنه يتحلل تدريجيا إلىالماء وثاني أكسيد النيتروجين:

4HNO 3 = 2H2O + 4NO2 + O2

كلما ارتفعت درجة الحرارة وزاد تركيز الحمض، كلما حدث التحلل بشكل أسرع. ولذلك، فإن حمض النيتريك الذي يتم الحصول عليه من النترات يكون دائمًا ملونًا بثاني أكسيد النيتروجين اللون مصفر. لتجنب التحلل، يتم التقطير تحت ضغط مخفض، حيث يغلي حمض النيتريك عند درجة حرارة قريبة من 20 درجة.

يعتبر حمض النيتريك من أقوى الأحماض؛ وفي المحاليل المخففة يتحلل تمامًا إلى أيونات H وNO3.

أكثر خاصية مميزةحمض النيتريك هو قدرته المؤكسدة الواضحة. يعد حمض النيتريك أحد أكثر العوامل المؤكسدة نشاطًا.تتأكسد العديد من أشباه الفلزات بسهولة، وتتحول إلى الأحماض المقابلة. على سبيل المثال، عند غليه مع حمض النيتريك، فإنه يتأكسد تدريجياً إلى حمض الكبريتيك، - في حامض الفوسفوريك، وما إلى ذلك. الفحم المشتعل المغمور في حمض النيتريك المركز لا ينطفئ فحسب، بل أيضًايتوهج بشكل ساطع، ويتحلل الحمض ليشكل ثاني أكسيد النيتروجين ذو اللون البني الأحمر.

في بعض الأحيان تنتج الأكسدة الكثير من الحرارة بحيث تشتعل المادة المؤكسدة تلقائيًا دون تسخين مسبق.

على سبيل المثال، دعونا نسكب القليل من حمض النيتريك المدخن في كوب من الخزف، ونضع الكوب في قاع كوب عريض، وبعد جمع زيت التربنتين في ماصة، نسقطه قطرة قطرة في الكوب الذي يحتوي على الحمض. تشتعل كل قطرة تدخل الحمض وتحترق وتشكل لهبًا كبيرًا وسحابة من السخام (الشكل 97). تشتعل نشارة الخشب الساخنة أيضًا من قطرة من حمض النيتريك المدخن. يعمل حمض النيتريك على كل شيء تقريبًا باستثناء الذهب والبلاتين وبعضها المعادن النادرةوتحويلها إلى أملاح النترات. وبما أن الأخير قابل للذوبان في الماء، فإن حمض النيتريك يستخدم باستمرار في الممارسة العملية لإذابة المعادن، وخاصة تلك التي لا تعمل عليها الأحماض الأخرى أو تعمل ببطء شديد.

ومن الجدير بالملاحظة أنه، كما وجد M.V. أيضًا، فإن بعض (، وما إلى ذلك)، القابلة للذوبان بسهولة في حمض النيتريك المخفف، لا تذوب في حمض النيتريك المركز البارد. على ما يبدو، يحدث هذا بسبب تكوين طبقة رقيقة كثيفة جدًا من الأكسيد على سطحها، مما يحمي المعدن من تأثير الحمض الإضافي. وهذه، بعد معالجتها بحمض النيتريك المركز، تصبح "سلبية"، أي أنها تفقد أيضًا القدرة على الذوبان في الأحماض المخففة.

يتم تحديد الخصائص المؤكسدة لحمض النيتريك من خلال عدم استقرار جزيئاته ووجود النيتروجين فيها في أعلى حالة أكسدة، وهو ما يتوافق مع تكافؤ إيجابي قدره 5. عند إجراء الأكسدة، يتم اختزال حمض النيتريك على التوالي إلى المركبات التالية:

HNO 3 → NO 2 → HNO 2 → NO → N 2 O → N 2 → NH 3

تعتمد درجة اختزال حمض النيتريك على تركيزه وعلى نسبة نشاط عامل الاختزال. كلما زاد تخفيف الحمض، كلما تم تقليله. يتم دائمًا تقليل حمض النيتريك المركز إلى NO 2 . يتم عادةً اختزال حمض النيتريك المخفف إلى NO أو، تحت تأثير معادن أكثر نشاطًا، مثل Fe وZn وMg، إلى N2O. إذا كان الحمض مخففًا جدًا، فإن منتج الاختزال الرئيسي هو NH3، الذي يشكل ملح الأمونيوم NH مع حمض زائد 4 NO 3 .

للتوضيح، نقدم مخططات للعديد من تفاعلات الأكسدة باستخدام حمض النيتريك؛

1) الرصاص + HNO 3 → الرصاص (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2) Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O

مخفف،

3) ملغ + HNO 3 → ملغ (NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O

مخفف،

4) الزنك + HNO 3 → الزنك (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

مخفف جدا

تجدر الإشارة إلى ذلك وكقاعدة عامة، لا يتم إطلاقه عندما يعمل حمض النيتريك المخفف على المعادن.

عندما تتأكسد أشباه الفلزات، عادة ما يتم اختزال حمض النيتريك إلى NO. على سبيل المثال:

S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 +2NO

توضح الرسوم البيانية أعلاه الحالات الأكثر شيوعًا للعمل التأكسدي لحمض النيتريك. على العموم

تجدر الإشارة إلى أن جميع تفاعلات الأكسدة التي تتضمن حمض النيتريك معقدة للغاية بسبب التكوين المتزامن لمنتجات الاختزال المختلفة ولا يزال من غير الممكن اعتبارها موضحة بالكامل.

مخلوط يتكون من حجم واحد من النيتروجين و 3 مجلدات من حمض الهيدروكلوريك، تسمى أكوا ريجيا. يقوم الماء الملكي بإذابة بعض المعادن غير القابلة للذوبان في حمض النيتريك، بما في ذلك "ملك المعادن" -. يتم تفسير عملها من خلال حقيقة أن حمض النيتريك يؤكسد حمض الهيدروكلوريك، ويطلق الكلور الحر ويتشكل كلوريد النتروسيل NOCl:

HNO3 + 3HCl = Cl2 + 2H2O + NOCl

كلوريد النيتروسيل هو تفاعل وسيط ويتحلل إلى أكسيد النيتريك و:

2NOCl = 2NO + Cl2

تتحد المادة المنطلقة مع المعادن لتشكل المعادن، لذلك عند إذابة المعادن في الماء الملكي يتم الحصول على أملاح حمض الهيدروكلوريك وليس حمض النيتريك:

Au + 3HCl+ HNO 3 = AuCl 3 + NO + 2H 2 O

يعمل حمض النيتريك على العديد من المواد العضوية بحيث يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر في جزيء مركب عضوي بمجموعات نيترو - NO 2. هذه العملية، التي تسمى النترات، تلعب دورًا كبيرًا دور مهمالخامس الكيمياء العضوية.

عندما يؤثر أنهيدريد الفوسفوريك على حمض النيتريك، فإن هذا الأخير يأخذ عناصر الماء من حمض النيتريك ونتيجة لذلك، يتم تشكيل أنهيدريد النيتريك وحمض الميتافوسفوريك.

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

حمض النيتريك هو الأكثر اتصال مهمالنيتروجين بسبب التطبيقات المتنوعة التي يجدها في الاقتصاد الوطني.

في كميات كبيرةيستخدم حمض النيتريك في إنتاج الأسمدة النيتروجينية والأصباغ العضوية. يتم استخدامه كعامل مؤكسد في كثير من الأحيان العمليات الكيميائية، يستخدم في إنتاج حامض الكبريتيك بطريقة النيتروز، ويعمل على إذابة المعادن، وإنتاج النترات، ويستخدم في صناعة ورنيش السليلوز والأفلام وعدد من المنتجات الأخرى الإنتاج الكيميائي. يستخدم حمض النيتريك أيضًا في إنتاج مسحوق عديم الدخان ومتفجرات ضرورية للدفاع عن البلاد وتستخدم على نطاق واسع في التعدين وأعمال الحفر المختلفة (بناء القنوات والسدود وما إلى ذلك).

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 حالة غير مؤكسدة، يبدو في الصورة 1. ب الظروف العاديةفهو سائل، 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).

خصائص خاصةحامض النيتريك والكبريتيك المركز.

حمض النيتريك- HNO3، حمض قوي أحادي القاعدة يحتوي على الأكسجين. 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 أزيوتروبيبتركيزات 68.4% ودرجة غليان 120 درجة مئوية عند 1 ضغط جوي. هناك نوعان من الهيدرات الصلبة المعروفة: مونوهيدرات (HNO3 H2O) وثلاثي الهيدرات (HNO3 · 3H2O).
عادة ما يكون HNO3 عالي التركيز بني اللون بسبب عملية التحلل التي تحدث في الضوء:

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

عند تسخينه، يتحلل حمض النيتريك وفقًا لنفس التفاعل. لا يمكن تقطير حمض النيتريك (بدون تحلل) إلا تحت ضغط منخفض.

حمض النيتريك هو عامل مؤكسد قوي ، حمض النيتريك المركز يؤكسد الكبريت إلى حمض الكبريتيك، والفوسفور إلى حمض الفوسفوريك، بعض مركبات العضوية(على سبيل المثال، الأمينات والهيدرازين والتربنتين) تشتعل تلقائيًا عند ملامستها لحمض النيتريك المركز.

درجة أكسدة النيتروجين في حمض النيتريك هي 4-5. بصفته عاملًا مؤكسدًا، يمكن اختزال HNO إلى منتجات مختلفة:

أي من هذه المواد يتكون، أي مدى عمق اختزال حمض النيتريك في حالة معينة، يعتمد على طبيعة عامل الاختزال وعلى ظروف التفاعل، وبشكل أساسي على تركيز الحمض. كلما زاد تركيز HNO، قل عمقه. في ردود الفعل مع حمض مركزفي أغلب الأحيان تبرز.

عند التفاعل مع حمض النيتريك المخفف مع معادن منخفضة النشاطعلى سبيل المثال، مع النحاس، يتم إطلاق NO. في حالة المعادن الأكثر نشاطًا - الحديد والزنك - يتم تشكيلها.

يتفاعل حمض النيتريك المخفف للغاية مع المعادن النشطة-الزنك والمغنيسيوم والألومنيوم - مع تكوين أيون الأمونيوم الذي يعطي نترات الأمونيوم مع الحمض. عادة يتم تشكيل العديد من المنتجات في وقت واحد.

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. وهكذا، يتفاعل حمض النيتريك المركز مع النحاس لتكوين ثاني أكسيد النيتروجين، ويخفف حمض النيتريك (II):

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

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

معظم المعادنتتفاعل مع حمض النيتريك لتحرير أكاسيد النيتروجين درجات مختلفةالأكسدة أو مخاليطها، يمكن أن يتفاعل حمض النيتريك المخفف، عند التفاعل مع المعادن النشطة، لإطلاق الهيدروجين وتقليل أيون النترات إلى الأمونيا.

بعض المعادن (الحديد، الكروم، الألومنيوم)، التي تتفاعل مع حمض النيتريك المخفف، يتم تخميلها بواسطة حمض النيتريك المركز وتكون مقاومة لآثاره.

يسمى خليط من أحماض النيتريك والكبريتيك "ميلانج". يستخدم حمض النيتريك على نطاق واسع لإنتاج مركبات النيترو.

ويسمى خليط من ثلاثة أحجام من حمض الهيدروكلوريك وحجم واحد من حمض النيتريك "أكوا ريجيا". يذيب الماء الملكي معظم المعادن، بما في ذلك الذهب. ترجع قدراته المؤكسدة القوية إلى الكلور الذري الناتج وكلوريد النتروسيل:

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

حمض الكبريتيك- سائل زيتي ثقيل ليس له لون. يمتزج مع الماء بأي نسبة.

حمض الكبريتيك المركزيمتص الماء من الهواء بشكل فعال ويزيله من المواد الأخرى. عندما تدخل المواد العضوية إلى حامض الكبريتيك المركز فإنها تصبح متفحمة، على سبيل المثال الورق:

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

عندما يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع السكر، تتشكل كتلة كربون مسامية، تشبه الإسفنجة السوداء المتصلبة:

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

الخواص الكيميائية لحمض الكبريتيك المخفف والمركزمختلفة.

تمييع الحلولتفاعل حمض الكبريتيك مع المعادن ، تقع في سلسلة الجهد الكهروكيميائية على يسار الهيدروجين، مع تكوين الكبريتات وإطلاق الهيدروجين.

الحلول المركزة يظهر حمض الكبريتيك خصائص مؤكسدة قوية بسبب وجود ذرة الكبريت في جزيئاته أعلى درجةالأكسدة (+6)، لذلك فإن حمض الكبريتيك المركز هو عامل مؤكسد قوي. هذه هي الطريقة التي تتأكسد بها بعض اللافلزات:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

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

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

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

إنها تتفاعل مع المعادن ، وتقع في سلسلة الجهد الكهروكيميائي للمعادن على يمين الهيدروجين (النحاس والفضة والزئبق)، مع تكوين منتجات اختزال الكبريتات والماء والكبريت. الحلول المركزة حمض الكبريتيك لا تتفاعل بالذهب والبلاتين لقلة نشاطهما.

أ) تعمل المعادن منخفضة النشاط على اختزال حمض الكبريتيك إلى ثاني أكسيد الكبريت SO2:

النحاس + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O

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

ب) مع المعادن ذات النشاط المتوسط، تكون التفاعلات ممكنة مع إطلاق أي من منتجات اختزال حمض الكبريتيك الثلاثة:

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

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

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

ج) يمكن إطلاق الكبريت أو كبريتيد الهيدروجين مع المعادن النشطة:

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

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

د) لا يتفاعل حامض الكبريتيك المركز مع الألومنيوم والحديد والكروم والكوبالت والنيكل في البرد (أي بدون تسخين) - يحدث تخميل هذه المعادن. ولذلك يمكن نقل حمض الكبريتيك في حاويات حديدية. ومع ذلك، عند تسخينه، يمكن أن يتفاعل معه كل من الحديد والألومنيوم:

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

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

الذي - التي. يعتمد عمق تخفيض الكبريت على تقليل الخصائصالمعادن المعادن النشطة (الصوديوم والبوتاسيوم والليثيوم) تقلل حمض الكبريتيك إلى كبريتيد الهيدروجين والمعادن الموجودة في نطاق الجهد من الألومنيوم إلى الحديد - إلى الكبريت الحروالمعادن ذات النشاط الأقل - لثاني أكسيد الكبريت.

الحصول على الأحماض.

1. أحماض الأكسجينيتم الحصول عليها عن طريق تصنيع مركبات الهيدروجين من اللافلزات من مواد بسيطة ثم إذابة المنتجات الناتجة في الماء

اللافلزية + H 2 = الرابطة الهيدروجينية لللافلزية

H2 + Cl2 = 2HCl

2. يتم الحصول على الأحماض الأوكسية عن طريق تفاعل أكاسيد الحمض مع الماء.

أكسيد الحمض+ H 2 O = حمض الأكسواك

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. يمكن الحصول على معظم الأحماض عن طريق تفاعل الأملاح مع الأحماض.

ملح + حمض = ملح + حمض

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

الأسباب هي المواد المعقدةوالتي تتكون جزيئاتها من ذرة فلز ومجموعة هيدروكسيد واحدة أو أكثر.

القواعد هي إلكتروليتات تنفصل لتشكل كاتيونات العناصر المعدنية وأنيونات الهيدروكسيد.

على سبيل المثال:
كون = ك +1 + أوه -1

6. تصنيف الأسباب:

1.بحسب عدد مجموعات الهيدروكسيل في الجزيء:

أ) · الحمض الأحادي الذي تحتوي جزيئاته على مجموعة هيدروكسيد واحدة.

ب) · ثنائي الأحماض، والتي تحتوي جزيئاتها على مجموعتين من الهيدروكسيد.

ج) · الأحماض الثلاثية، والتي تحتوي جزيئاتها على ثلاث مجموعات هيدروكسيد.
2. حسب الذوبان في الماء: قابل للذوبان وغير قابل للذوبان.

7. الخصائص الفيزيائية للقواعد:

جميع القواعد غير العضوية هي مواد صلبة (باستثناء هيدروكسيد الأمونيوم). الأسباب لديها لون مختلف: هيدروكسيد البوتاسيوم- أبيض، هيدروكسيد النحاس الأزرق، هيدروكسيد الحديد الأحمر البني.

قابل للذوبان أسباب تشكل محاليل ذات ملمس صابوني عند اللمس، ولهذا حصلت هذه المواد على اسمها قلوي.

تشكل القلويات 10 عناصر فقط من الجدول الدوري العناصر الكيميائيةدي آي مندليف: 6 الفلزات القلوية– الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم و4 فلز قلوي ترابي- الكالسيوم، السترونتيوم، الباريوم، الراديوم.

8. الخواص الكيميائية للقواعد:

1. المحاليل المائية للقلويات تغير لون المؤشرات. الفينول فثالين - قرمزي، برتقالي الميثيل - أصفر. يتم ضمان ذلك من خلال التواجد الحر لمجموعات الهيدروكسو في المحلول. هذا هو السبب في أن القواعد ضعيفة الذوبان لا تعطي مثل هذا التفاعل.

2. يتفاعل :

أ) مع الأحماض: القاعدة + الحمض = الملح + H2O

كوه + حمض الهيدروكلوريك = بوكل + H2O

ب) مع أكاسيد الحمض:القلويات + أكسيد الحمض = الملح + H2O

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

ج) مع حلول:محلول الغسول + محلول الملح = قاعدة جديدة + ملح جديد

2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na2SO4

د) مع معادن مذبذبة: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2

هيدروكسيدات مذبذبة:

أ) التفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء:

هيدروكسيد النحاس الثنائي + 2HBr = CuBr2 + ماء.

ب). التفاعل مع القلويات: النتيجة - الملح والماء (الحالة: الانصهار):

Zn(OH)2 + 2CsOH = ملح + 2H2O.

الخامس). تتفاعل مع هيدروكسيدات قوية: وتكون النتيجة أملاح إذا حدث التفاعل في محلول مائي: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

عند تسخينها، تتحلل القواعد غير القابلة للذوبان في الماء إلى الأكسيد الأساسي والماء:

قاعدة غير قابلة للذوبان = أكسيد أساسي+H2O

Cu(OH) 2 = CuO + H2O

أملاح – هذه هي منتجات الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين في جزيئات الحمض بذرات معدنية أو هي منتجات استبدال مجموعات الهيدروكسيد في الجزيئات القاعدية بمخلفات حمضية .

أملاح- هذه هي الشوارد التي تنفصل لتكوين كاتيونات العنصر المعدني وأنيونات بقايا الحمض.

على سبيل المثال:

ك 2 كو 3 = 2 ك +1 + كو 3 2-

تصنيف:

أملاح عادية. هذه هي منتجات الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين في جزيء حمض بذرات غير معدنية، أو منتجات الاستبدال الكامل لمجموعات الهيدروكسيد في جزيء أساسي بمخلفات حمضية.

أملاح حمضية. هذه هي منتجات الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين في جزيئات الأحماض المتعددة القاعدة بذرات معدنية.

الأملاح الأساسية.هذه هي منتجات الاستبدال غير الكامل لمجموعات الهيدروكسيد في جزيئات القواعد متعددة الأحماض مع المخلفات الحمضية.

أنواع الأملاح:

أملاح مزدوجة- تحتوي على كاتيونين مختلفين، ويتم الحصول عليهما عن طريق التبلور من محلول مختلط من الأملاح بكاتيونات مختلفة، ولكن نفس الأنيونات.

أملاح مختلطة- تحتوي على أنيونين مختلفين.

هيدرات الأملاح(الهيدرات البلورية) - تحتوي على جزيئات ماء متبلورة.

أملاح معقدة- تحتوي على كاتيون معقد أو أنيون معقد.

مجموعة خاصة تتكون من الأملاح الأحماض العضوية والتي تختلف خصائصها بشكل كبير عن خصائص الأملاح المعدنية. ويمكن تصنيف بعضها كفئة خاصة الأملاح العضوية، ما يسمى بالسوائل الأيونية أو "الأملاح السائلة"، أملاح عضوية ذات درجة انصهار أقل من 100 درجة مئوية.

الخصائص الفيزيائية:

معظم الأملاح عبارة عن مواد صلبة بيضاء. بعض الأملاح ملونة. على سبيل المثال، ثاني كرومات البوتاسيوم البرتقالية، كبريتات النيكل الخضراء.

حسب ذوبانه في الماءوتنقسم الأملاح إلى قابلة للذوبان في الماء، وقليلة الذوبان في الماء، وغير قابلة للذوبان.

الخواص الكيميائية:

تتفكك الأملاح القابلة للذوبان في المحاليل المائية إلى أيونات:

1. تتفكك الأملاح المتوسطة إلى كاتيونات وأنيونات معدنية بقايا الحمض:

تتفكك الأملاح الحمضية إلى كاتيونات معدنية وأنيونات معقدة:

KHSO3 = K + HSO3

· تتفكك المعادن الأساسية إلى كاتيونات وأنيونات معقدة من المخلفات الحمضية:

AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO

2. تتفاعل الأملاح مع المعادن لتكوين ملح جديد ومعدن جديد: أنا(1) + ملح(1) = أنا(2) + ملح(2)

CuSO4 + الحديد = FeSO4 + النحاس

3. تفاعل المحاليل مع القلويات محلول ملحي + محلول قلوي = ملح جديد + قاعدة جديدة:

FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl

4. تفاعل الأملاح مع الأحماض ملح + حمض = ملح + حمض:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

5. يمكن للأملاح أن تتفاعل مع بعضها البعض ملح (1) + ملح (2) = ملح (3) + ملح (4):

AgNO3 + بوكل = AgCl + KNO3

6. تفاعل الأملاح الأساسية مع الأحماض الملح الأساسي + الحمض = الملح المتوسط ​​+ H2O :

CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O

7. تتفاعل الأملاح الحمضية مع القلويات ملح حمضي+ القلويات = ملح متوسط ​​+ H2O:

NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

8. تتحلل العديد من الأملاح عند تسخينها: MgCO 3 = MgO + CO 2

ممثلو الأملاح ومعناها:

تستخدم الأملاح على نطاق واسع سواء في الإنتاج أو في الحياة اليومية:

أملاح حمض الهيدروكلوريك. الكلوريدات الأكثر استخدامًا هي كلوريد الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم.

يتم عزل كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) من البحيرة و مياه البحرويتم استخراجها أيضًا في مناجم الملح. ملح الطعامتستخدم للطعام. وفي الصناعة، يستخدم كلوريد الصوديوم كمادة خام لإنتاج الكلور وهيدروكسيد الصوديوم والصودا.

يستخدم كلوريد البوتاسيوم زراعةكسماد البوتاسيوم.

أملاح حمض الكبريتيك. يستخدم الجبس شبه المائي، الذي يتم الحصول عليه بالحرق، على نطاق واسع في البناء والطب. صخر(ثنائي هيدرات كبريتات الكالسيوم). وعندما يمتزج بالماء، فإنه يتصلب بسرعة ليشكل ثنائي هيدرات كبريتات الكالسيوم، أي الجبس.

يستخدم ديكاهيدرات كبريتات الصوديوم كمادة خام لإنتاج الصودا.

أملاح حمض النيتريك. تستخدم النترات في الغالب كأسمدة في الزراعة. وأهمها نترات الصوديوم ونترات البوتاسيوم ونترات الكالسيوم ونترات الأمونيوم. عادة ما تسمى هذه الأملاح نترات.

ومن بين الأرثوفوسفات، أهمها أورثوفوسفات الكالسيوم. هذا الملح بمثابة الرئيسي جزء لا يتجزأالمعادن - الفوسفوريت والأباتيت. ويستخدم الفوسفوريت والأباتيت كمواد خام في إنتاج الأسمدة الفوسفاتية، مثل السوبر فوسفات والرواسب.

أملاح حمض الكربونيك. تستخدم كربونات الكالسيوم كمادة خام لإنتاج الجير.

تستخدم كربونات الصوديوم (الصودا) في إنتاج الزجاج وفي صناعة الصابون.
- توجد كربونات الكالسيوم أيضًا في الطبيعة على شكل حجر جيري وطباشير ورخام.

العالم الماديالتي نعيش فيها والتي نحن جزء صغير منها، هي واحدة وفي نفس الوقت متنوعة بشكل لا نهائي. الوحدة والتنوع المواد الكيميائيةهذا العالم يتجلى بشكل واضح في الاتصال الجينيالمواد التي تنعكس في ما يسمى بالسلسلة الجينية.

وراثيةاستدعاء العلاقة بين المواد فصول مختلفة، على أساس التحولات المتبادلة.

إذا كان الأساس السلسلة الجينيةالخامس الكيمياء غير العضويةهي مواد تتكون من عنصر كيميائي واحد، فإن أساس السلسلة الجينية في الكيمياء العضوية (كيمياء مركبات الكربون) يتكون من مواد ذات نفس العددذرات الكربون في الجزيء.

مراقبة المعرفة:

1. تحديد الأملاح والقواعد والأحماض وخصائصها والتفاعلات المميزة الرئيسية.

2. لماذا يتم دمج الأحماض والقواعد في مجموعة الهيدروكسيدات؟ ما هو القاسم المشترك بينهم وكيف يختلفون؟ لماذا يجب إضافة القلويات إلى محلول ملح الألومنيوم وليس العكس؟

3. الواجب: أعط أمثلة على معادلات التفاعل التي توضح ما هو محدد الخصائص العامةقواعد غير قابلة للذوبان.

4. المهمة: تحديد حالة أكسدة ذرات العناصر المعدنية في الصيغ المعطاة. ما النمط الذي يمكن ملاحظته بين حالات الأكسدة في الأكسيد والقاعدة؟

العمل في المنزل:

العمل من خلال: L2.pp.162-172، إعادة سرد ملاحظات المحاضرة رقم 5.

اكتب المعادلات ردود الفعل المحتملةحسب المخططات، حدد أنواع التفاعلات: أ) حمض الهيدروكلوريك + CaO ... ;
ب) حمض الهيدروكلوريك + Al(OH) 3 ...;
ج) ملغ + حمض الهيدروكلوريك ...؛
د) زئبق + حمض الهيدروكلوريك ... .

تقسيم المواد إلى فئات من المركبات.صيغ المواد: H 2 SO 4، NaOH، CuCl 2، Na 2 SO 4، CaO، SO 3، H 3 PO 4، Fe(OH) 3، AgNO 3، Mg(OH) 2، HCl، ZnO، CO 2 ، النحاس 2 يا، رقم 2

محاضرة رقم 6.

الموضوع: المعادن. موقع العناصر المعدنية في الجدول الدوري. العثور على المعادن في الطبيعة المعادن.تفاعل المعادن مع اللافلزات (الكلور والكبريت والأكسجين).

معدات: الجدول الدوري للعناصر الكيميائية، مجموعة المعادن، سلسلة نشاط المعادن.

خطة دراسة الموضوع

(قائمة الأسئلة المطلوبة للدراسة):

1. موقع العناصر - المعادن في الجدول الدوري، وبنية ذراتها.

2. المعادن مثل مواد بسيطة. اتصال معدني، شبكات كريستال معدنية.

3. عام الخصائص الفيزيائيةالمعادن

4. مدى انتشار العناصر المعدنية ومركباتها في الطبيعة.

5. الخواص الكيميائية للعناصر المعدنية.

6. مفهوم التآكل.

· الإنتاج الصناعي والتطبيقات والتأثير على الجسم · مقالات ذات صلة · ملاحظات · الأدب · الموقع الرسمي &ميدوت

عادة ما يكون HNO 3 عالي التركيز بني اللون بسبب عملية التحلل التي تحدث في الضوء:

عند تسخينه، يتحلل حمض النيتريك وفقًا لنفس التفاعل. لا يمكن تقطير حمض النيتريك إلا (بدون تحلل) تحت ضغط منخفض (نقطة الغليان المشار إليها عند الضغط الجويوجدت عن طريق الاستقراء).

الذهب وبعض معادن مجموعة البلاتين والتنتالوم خاملة لحمض النيتريك على مدى نطاق التركيز بأكمله، وتتفاعل معه معادن أخرى، ويتم تحديد مسار التفاعل أيضًا من خلال تركيزه.

يتفاعل HNO 3 كحمض أحادي القاعدة قوي:

أ) مع الأكاسيد الأساسية والمذبذبة:

ج) يزيح الأحماض الضعيفةمن أملاحهم:

عند الغليان أو التعرض للضوء، يتحلل حمض النيتريك جزئيًا:

يظهر حمض النيتريك في أي تركيز خصائص الحمض المؤكسد، بالإضافة إلى ذلك، يتم تقليل النيتروجين إلى حالة الأكسدة من +4 إلى 3. ويعتمد عمق الاختزال بشكل أساسي على طبيعة عامل الاختزال وتركيز حمض النيتريك. كحمض مؤكسد، يتفاعل HNO 3:

أ) مع وجود معادن في سلسلة الجهد على يمين الهيدروجين:

تركيز HNO3

تمييع HNO3

ب) مع وجود المعادن في سلسلة الجهد على يسار الهيدروجين:

جميع المعادلات المذكورة أعلاه تعكس فقط المسار السائد للتفاعل. وهذا يعني أنه في ظل ظروف معينة هناك منتجات هذا التفاعل أكثر من منتجات التفاعلات الأخرى، على سبيل المثال، عندما يتفاعل الزنك مع حمض النيتريك ( جزء الشاملحمض النيتريك في محلول 0.3)، ستحتوي المنتجات على أكبر قدر من NO، ولكنها ستحتوي أيضًا (فقط بكميات أقل) NO 2 وN 2 O وN 2 وNH 4 NO 3.

الوحيد النمط العامعندما يتفاعل حمض النيتريك مع المعادن: كلما زاد تمييع الحمض و المعدن أكثر نشاطاكلما انخفض عمق النيتروجين:

زيادة تركيز الحمض مما يزيد من نشاط المعادن

وحمض النيتريك، حتى المركز منه، لا يتفاعل مع الذهب والبلاتين. يتم تخميل الحديد والألومنيوم والكروم بحمض النيتريك المركز البارد. يتفاعل الحديد مع حمض النتريك المخفف، وعلى أساس تركيز الحمض وليس فقط منتجات مختلفةتخفيض النيتروجين، ولكن أيضًا منتجات مختلفة لأكسدة الحديد:

يقوم حمض النيتريك بأكسدة اللافلزات، وعادةً ما يتم تقليل النيتروجين إلى NO أو NO 2:

والمواد المعقدة، على سبيل المثال:

تشتعل بعض المركبات العضوية (مثل الأمينات والتربنتين) تلقائيًا عند ملامستها لحمض النيتريك المركز.

بعض المعادن (الحديد، الكروم، الألومنيوم، الكوبالت، النيكل، المنغنيز، البريليوم)، التي تتفاعل مع حمض النيتريك المخفف، يتم تخميلها بواسطة حمض النيتريك المركز وتكون مقاومة لآثاره.

يسمى خليط من أحماض النيتريك والكبريتيك "ميلانج".

يستخدم حمض النيتريك على نطاق واسع لإنتاج مركبات النيترو.

ويسمى خليط من ثلاثة أحجام من حمض الهيدروكلوريك وحجم واحد من حمض النيتريك "أكوا ريجيا". يذيب الماء الملكي معظم المعادن، بما في ذلك الذهب والبلاتين. ترجع قدراته المؤكسدة القوية إلى الكلور الذري الناتج وكلوريد النتروسيل:

النترات

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.

تتحلل أملاح حمض النيتريك بشكل لا رجعة فيه عند تسخينها، ويتم تحديد تكوين منتجات التحلل بواسطة الكاتيون:

أ) نترات المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يسار المغنيسيوم:

ب) نترات المعادن الموجودة في نطاق الجهد بين المغنيسيوم والنحاس:

ج) نترات المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يمين الزئبق:

د) نترات الأمونيوم:

النترات في المحاليل المائية لا تظهر عمليا أي خصائص مؤكسدة، ولكن متى درجة حرارة عاليةوفي الحالة الصلبة تكون عوامل مؤكسدة قوية، على سبيل المثال، أثناء الاندماج المواد الصلبة:

الزنك والألومنيوم في أفضل ضاحية للمهنيين واحداختزال النترات إلى NH 3:

تستخدم أملاح حمض النيتريك - النترات - على نطاق واسع كأسمدة. بالإضافة إلى 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). معظميتم الحصول على النترات بشكل مصطنع.

لا يتفاعل الزجاج والبلاستيك الفلوري-4 مع حمض النيتريك.