40

Азотна кислота, нітратна кислота (HNO₃) — сильна одноосновна кислота.Висококорозійна кислота, реагує з більшістю металів, сильний окислюючий агент. Має тенденцію набувати жовтого відтіноку через накопичення оксидів азоту, при довгому зберіганні.Зазвичай азотна кислота має концентрацію 68%.^[1] Якщо ж більше 86%, то вона називається димною кислотою. В залежності від кольору "диму" концентрована кислота поділяється на білу та червону в концентраціїї більшій за 95 %

Фізичні властивості

Нітратна кислота являє собою безбарвну димучу рідину з їдким запахом, легко розкладається, забарвлюючись у жовтий колір. Густина 1,53 г/см³. Кипить при 86°С, замерзає при — 41°С. На повітрі HNO₃ «димить» внаслідок притягання її парами вологого повітря і утворення дрібненьких крапельок туману.

Нітратна кислота нестійка і вже під впливом сонячного світла поступово розкладається:

• 4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

При нагріванні розклад її значно прискорюється. Утворюваний діоксид азоту розчиняється в HNO₃ і надає їй жовтуватого кольору. У водних розчинах нітратна кислота значно стійкіша. З водою HNO₃ змішується в будь-яких співвідношеннях.

Нітратна кислота належить до сильних кислот, у водних розчинах вона практично повністю дисоціює:

• 

У продаж нітратна кислота звичайно поступає у вигляді 68%-ного розчину з густиною 1,4 г/см³.

Хімічні властивості

Нітратна кислота — дуже сильний окисник. Окислює сірку (до H₂SO₄), фосфор (до фосфорної кислоти), руйнує органічні речовини. Ступінь відновлення HNO₃ залежить від її концентрації і активності відновника. Концентрована HNO₃ відновлюється до NO₂, а розведена — звичайно до NO. Нітратна кислота взаємодіє майже зі всіма металами, за винятком золота, платини і деяких інших, утворюючи солі — нітрати. Так, при дії концентрованої нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, діоксид азоту і вода:

• Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

При дії ж розведеної нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, монооксид азоту (а не діоксид; як при дії концентрованої HNO₃) і вода:

• 3CuO + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3Cu(NO₃)2 + 2NO ^| + 4H₂O

При взаємодії нітратної кислоти з металами водень не виділяється, як, наприклад, при взаємодії з металами хлоридної і розведеної сульфатної кислот. Водень не виділяється з HNO₃ навіть активними металами. Так, при дії розведеної HNO₃ на магній вона відновлюється до геміоксиду азоту:

• 4Mg + 2HNO₃ + 8HNO₃ = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

При взаємодії нітратної кислоти з ще активнішими металами вона може відновлюватися навіть до аміаку.

Розведена нітратна кислота легко реагує з алюмінієм і залізом, а концентрована без нагрівання з ними не реагує. Це пояснюється тим, що під дією концентрованої HNO₃ на поверхні цих металів утворюється міцний, нерозчинний в HNO₃ шар оксиду, який ізолює метал від кислоти і тим запобігає його руйнуванню. Завдяки цьому концентровану нітратну кислоту можна зберігати і транспортувати в алюмінієвій і залізній тарі.

Нітратна кислота легко окиснює не тільки метали, а й неметали. Наприклад, вона легко при нагріванні окиснює сірку і фосфор до сульфатної і фосфатної кислот:

• S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO

• 3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

Деякі речовини можуть запалюватись нітратною кислотою і горіти в ній. Так, коли кусочок розжареного вугілля вкинути в концентровану HNO₃, він буде горіти у ній яскравим полум'ям, а скипідар спалахує при дотику з нею. Тому концентрована кислота в пожежному відношенні дуже небезпечна.

Азотна кислота взаємодіє з багатьма органічними сполуками, утворюючи нітросполуки (азотування).

Одержання

У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] (метод І. І. Андрєєва) при 700—900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):

• 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:

• 2NO + O₂ = 2NO₂(N₂O₄)

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:

• N₂O₄ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:

• 2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією нітратів з концентрованою сульфатною кислотою при легкому нагріванні, наприклад:

• NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃↑ +NaHSO₄

Застосування

Нітратна кислота є одним з найважливіших продуктів хімічної промисловості. Вона виробляється у дуже великих кількостях, використовується для виробництва азотних добрив, у кольоровій металургії для розділення металів, а також хімічній промисловості для виробництва пластмас, вибухових речовин, целулоїду і фотокіноплівки, штучного волокна, органічних барвників, лікувальних речовин тощо.

СОЛІ НІТРАТНОЇ кислоти називають нітратами. Нітрати можна добути внаслідок дії нітратної кислоти на метали, основні оксиди, основи, аміак і деякі солі, наприклад:

Cu + 4HN0₃ = Cu(N0₃)₂ + 2N0₂↑ + 2Н₂0 CaO + 2HN0₃ = Ca(N0₃)₂ + H₂0 Mg(OH)₂ + 2HN0₃ = Mg(N0₃)₂ + 2H₂0 NH₃ + HN0₃ = NH₄N0₃ Na₂C0₃ + 2HN0₃ = 2NaN0₃ + C0₂↑+ H₂0

Нітрати утворюються також і під час взаємодії оксиду нпрогену(V) з лугами, бо N₂0₅ — кислотний оксид:

N₂0₅ + 2КОН = 2KN0₃ + Н₂0

Усі нітрати — тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні (отруйні).

Характерною хімічною властивістю нітратів є їхня здатність розкладатися під час нагрівання з виділенням кисню та інших продуктів. Продукти розкладання залежать від природи металу, який входить до складу солі, від його місця у витискувальному ряді металів:

                  ліворуч від Mg           Me(N0₂)_n  + 0₂

                                 _Mg—Cu

Me(N0₃)_n     ---------------------------►   Me₂0_n + N0₂ + 0₂    

                                              праворуч від Cu        Me + NO₂ + O₂ тобто солі таких металів, які у витискувальному ряді стоять ліворуч від магнію Mg, під час розкладання утворюють нітрити і кисень; від Mg до Cu — оксид металу, бурий газ N0₂ і кисень, а праворуч від міді Cu — вільний метал, бурий газ N0₂ і кисень 0₂.

• Напишіть рівняння реакцій розкладання під час нагрівання нітратів калію, купруму, меркурію й аргентуму.

Нітроген — один з хімічних елементів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Як правило, вміст його в ґрунті невеликий, і рослинам не вистачає Нітрогену. Доводиться вносити його у ґрунт у вигляді азотних добрив.

Речовини, які містять Нітроген і вносяться у ґрунт для підвищення врожайності, називаються азотними добривами.

Речовини, які містять Нітроген і вносяться у ґрунт для підвищення врожайності, називаються азотними добривами.

Азотні добрива поділяються на дві групи:

1)  мінеральні добрива — селітри¹ KN0₃, NaN0₃, NH₄N0₃, Ca(N0₃)₂; солі амонію (NH₄)₂S0₄; рідкий аміак NH₃, аміачна вода NH₃ • Н₂0 та ін.; 2)  органічні добрива — гній, компост², послід та зелені добрива (люпин, сочевиця, горох, конюшина, серадела). Крім Нітрогену, вони містять інші елементи, необхідні для живлення рослин.

Селітра (від лат. sal — сіль і nitrum — луг) — загальна назва нітратів калію, натрію, амонію, кальцію.

Компост (англ., фр. compost, від лат. compositus — складений) — місцеве органічне добриво, що його одержують з різних органічних решток внаслідок їхнього біологічного розкладання.

Наука про живлення рослин і застосування добрив з метою підвищення врожайності сільськогосподарських культур та поліпшення якості врожаю називається агрохімією.

Велику роль у становленні агрохімії відіграли французький вчений Ж. Буссенго, який дослідив кругообіг речовин у землеробстві та роль Нітрогену в живленні рослин, та німецький хімік Ю. Лібіх, який обґрунтував теорію виснаження ґрунтів (1840 р.) через винесення поживних речовин рослинами і показав необхідність повернення цих речовин у ґрунт у вигляді мінеральних добрив.

39Перекис водню, Н₂О₂ — нестійка хімічна сполука, яка здатна спонтанно розпадатися із виділенням кисню та утворенням води (2Н₂О₂ → 2Н₂О + O₂). У біологічних системах є токсичною, оскільки може спричиняти утворення вільних радикалів. Детоксикується з допомогою ферментів антиоксидативного захисту у цитоплазмі клітини, та деяких органелах, зокрема мітохондріях та пероксисомах.

Шкіра, яка підлягла впливу H₂O₂ 30%. Білий колір опіку пояснюється окисненням ліпідів, як наслідок епідермальний шар шкіри стає малопрозорим. Через декілька днів ліпідні оболонки оновлються, опік пергідролем проходить безслідно

Тридцятивідсотковий водний розчин перекису водню, що застосовують для вибілювання тканин, вовни, знебарвлення волосся, а також для консервації, дезинфекції називається пергідролем.

У медицині розчин перекису водню (зазвичай 3%) застосовують як антисептичний засіб. При контакті із пошкодженою шкірою чи слизовими оболонками перекис водню під впливом каталази розщеплюється з активним виділенням кисню, що сприяє згортанню крові та створює несприятливі умови для розвитку мікроорганізмів.

Отримання.

Пероксид водню найпростіше отримувати з пероксиду барію (ВАО2), діючи на неї розведеної сірчаної кислотою:

ВАО2 + Н2SO4 = BaSO4 + Н2О2.

При цьому поряд з пероксидом водню утворюється нерозчинний у воді сульфат барію, від якого рідина може бути відділена фільтруванням.

Фізичні властивості.

Чистий пероксид водню - безбарвна рідина сиропообразная (з щільністю близько 1,5 г / мл), під досить зменшеним тиском перегоняющиеся без розкладання. Замерзання Н2О2 супроводжується стиском (на відміну від води). Білі кристали пероксиду водню плавляться при -0,5 ° С, тобто майже при тій же температурі, що і лід.

Теплота плавлення пероксиду водню складає 13 кДж / моль, теплота випаровування - 50 кДж / моль (при 25 ° С). Під звичайним тиском чистий Н2О2 кипить при 152 ° С з сильним розкладанням (причому пари можуть бути вибухонебезпечні). Для його критичних температури і тиску теоретично розраховані значення 458 ° С і 214 атм. Щільність чистого Н2О2 дорівнює 1,71 г/см3 у твердому стані, 1,47 г/см3 при 0 ° С і 1,44 г/см3 при 25 ° С. Рідкий пероксид водню, як і вода, сильно асоціюється. Показник заломлення Н2О2 (1,41), а також її в'язкість і поверхневий натяг трохи вище, ніж у води (при тій же температурі).

Хімічні властивості.

Чим чистіше пероксид водню, тим повільніше вона розкладається при зберіганні. Особливо активними каталізаторами розкладання Н2О2 є сполуки деяких металів (Сu, Fe, Mn і ін), причому помітно діють навіть такі їхні сліди, які не піддаються прямому аналітичному визначенням. Для зв'язування етил металів до пероксиду водню в якості "стабілізатора" часто додають небагато (близько 1:10 000) пірофосфату натрію - Na4P2O7.

Сама по собі лужна Середа не викликає розкладання пероксиду водню, але сильно сприяє її каталітичного розпаду. Навпаки, кислотне середовище цей розпад ускладнює. Тому розчин Н2О2 часто підкисляють сірчаної або фосфорною кислотою. Розкладання пероксиду водню йде швидше при нагріванні і на світлі, тому зберігати його треба в темному прохолодному місці.

Подібно воді, пероксид водню добре розчиняє багато солі. З водою (також зі спиртом) вона змішується в будь-яких співвідношеннях. Розведений його розчин має неприємний "металевий" смак. При дії на шкіру міцних розчинів виходять опіки, причому обпечене місце забарвлюється в білий колір.

Характерний для пероксиду водню окислювальний розпад може бути схематично зображено так:

Н2О2 = Н2О + О (на окислення).

Кисле середовище більш сприяє цього розпаду, ніж лужна.

Значно менш характерний для пероксиду водню відновлювальний розпад за схемою:

Н2О2 = О2 + 2 Н (на відновлення)

Лужне середовище більш сприяє такому розпаду, ніж кисла.

Відновлювальний розпад пероксиду водню має місце, наприклад, у присутності оксиду срібла:

Ag2O + Н2О2 = 2 Ag + H2O + O2.

Аналогічно, по суті, протікає його взаємодія з озоном (О3 + Н2О2 = 2 Н2О + 2 О2) і з перманганатом калію у кислому середовищі:

2 КMnO4 + 5 Н2О2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O.

Остання реакція застосовується для кількісного визначення пероксиду водню.

Пероксид водню має дуже слабо вираженими кислотними властивостями. При її взаємодії з гідроксидами деяких металів утворюються відповідні пероксиди, які слід розглядати як солі пероксиду водню. Так йде реакція, наприклад, з гідроксидом барію:

Ва (ОН) 2 + Н2О2 = ВАО2 + 2 Н2О.

Солі пероксиду водню характеризуються наявністю в молекулах пероксидного ланцюжки з двох атомів кисню. У нормальних оксидів подібні ланцюжка немає. Наприклад:

Na-OO-Na і О = С = О.

У зв'язку з цим відношення пероксидів і нормальних оксидів до кислот різному - перші реагують з утворенням пероксиду водню, а другі дають воду:

ВАО2 + Н2SO4 = BaSO4 + Н2О2

SnO2 + 2 H2SO4 = Sn (SO4) 2 + 2 H2O

Шляхом вивчення продуктів реакції з кислотами можна, таким чином, встановити, чи є дане кисневе з'єднання пероксидом або оксидом.

Водневі атоми пероксиду водню можуть бути заміщені не тільки на метал, але і на деякі радикали кислотного характеру. В останньому випадку виходять кислоти, що містять у складі молекули пероксидні ланцюжок і звані надкислотами. Вони є, отже, похідними пероксиду водню (і подібно до останньої володіють сильними окисними властивостями). Прикладом може служити надсерная кислота, схематична формула якої:

НO3S-OO-SO3H.

Солі пероксиду водню є найбільш звичайними представниками пероксидів. Останні можна в загальній формулі визначити як хімічні сполуки, що містять безпосередньо пов'язані один з одним атоми кисню. Звичайні оксиди таких кисень-кисневих містків не містять, чим принципово і відрізняються від пероксидів.

Повідомлялося, що при взаємодії Н2 і О2 з використанням електричного розряду вдалося отримати Н2О3. За даними інфрачервоної спектроскопії, молекула має структуру О (ОН) 2, причому зв'язку О-О приблизно на 5% довший і на 25% слабкіше, ніж у Н2О2. При -60 ° С розкладання Н2О3 відбувається за кілька годин на воду і кисень. У звичайних умовах цей надпероксід абсолютно нестійкий.

Крім води, відомо інше сполука водню з киснем - пероксид водню (Н2О2). У природі він утворюється як побічний продукт при окисленні багатьох речовин киснем повітря. Сліди його постійно містяться в атмосферних опадах. Пероксид водню частково утворюється також у полум'ї куща водню, але при охолодженні продуктів згоряння розкладається.

38Нітроге́н (лат. Nitrogenium, N) — хімічний елемент V групи періодичної системи з атомним порядковим номером 7 та атомною масою 14.008. Два атоми нітрогену, об'єднюючись складають молекулу хімічної речовини азоту.

Азот — газ без кольору, запаху, смаку; складається з двоатомних молекул N₂. За нормальних умов 1 л азоту важить 1.25046 г, критична t° дорівнює —147,16°, малорозчинний у воді. При звичайних умовах азот хімічно малоактивний; при високих температурах і тиску, при наявності каталізаторів азот утворює сполуки з воднем, металами, киснем та ін. В природі азот існує як головна складова частина повітря (75.5 % за вагою), у формі нітратів і солей амонію; входить до складу вугілля, нафти, алкалоїдів, білкових речовин. Азот повітря використовують у виробництві аміаку, азотної кислоти, добрив, а також як інертний газ.

Фізичні властивості

Азот — безбарвний газ без запаху і смаку. Кипить при температурі −195,8 °C, замерзає при −209,86 °C. Азот не підтримує ні дихання, ні горіння. У воді розчиняється мало. Його розчинність при 20 °C становить 1,54 см³ на 100 г води (кисню — 3,1 см³). Тому розчинене у воді повітря багатше на кисень, ніж атмосферне.

Хімічні властивості

Азот належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 7. Атоми азоту мають на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів. Тому вони можуть приєднувати три електрони, яких їм бракує для утворення повністю заповненої вісьмома електронами оболонки, і відновлюватись до іонів N^3- або втрачати п'ять валентних електронів, перетворюючись у позитивно заряджені іони N⁵⁺ і проявляючи при цьому свою максимальну позитивну валентність. Атоми азоту також можуть втрачати і меншу кількість електронів, проявляючи при цьому позитивну валентність 1+, 2+, 3+ і 4+ .

Молекули азоту двоатомні, обидва атоми міцно зв'язані між собою трьома спільними електронними парами.

Щоб розкласти молекулу азоту на атоми, треба витратити значну кількість енергії. Тому азот при звичайних умовах хімічно досить пасивний.

При високих температурах, коли молекули N₂ розкладаються і азот переходить в атомарний стан, він порівняно легко вступає в реакції з металами (особливо з найактивнішими), утворюючи так звані нітриди, наприклад:

• 6Li + N₂ = 2Li₃N (нітрид літію)

• 3Ca + N₂ = Ca₃N₂ (нітрид кальцію)

При високій температурі, високому тиску і наявності каталізатора нітроген сполучається з гідрогеном з утворенням амоніаку. При температурі електричної іскри (понад 3000 °C) нітроген реагує з оксигеном, утворюючи нестійкий при високій температурі монооксид азоту NO за реакцією:

• N₂ + O₂ = 2NO

У природі ця реакція відбувається при грозових розрядах.