Азотная кислота и ее свойства.

При высокой температуре бор соединяется со многими металлами, образуя бориды, например, борид магния Mg₃B₂.

Многие бориды очень тверды и химически устойчивы, причем сохраняют эти свойства при высоких температурах. Для них характерна также тугоплавкость.

С галогенами бор также реагирует при нагревании и образует вещества общей формулы ВГ₃. В этих соединениях бор образует с галогенами плоские молеку­лы с углами между связями Г-В-Г, равными 120°. Такая геометрия мо­лекул ожидается при рассмотрении отталкивания электронных пар валентной оболочки и на основании вр2-гибридизации орбиталей бора.

Галогениды бора, как и другие соединения бора неполимерного строения, яв­ляются электронодефицитными. Так, в молекуле трифторида бора при линей­ной комбинации 2s, 2рх, 2ру, 2рг АО бора и по одной валентной p-АО (с неспаренным электроном) каждого атома фтора образуется 4 + 3 = 7 молеку­лярных орбиталей. На этих МО попарно располагаются 3 + 3 = 6 электронов. Таким образом, в молекуле трифторида бора незанятыми остаются 7 — 6/2 = 4 МО. Одна из МО, перпендикулярная плоскости молекулы, не участвует в свя­зывании с атомами фтора. Но она обладает достаточно низкой энергией за счет релаксации (сжатия в данном случае, см. рис. 4.35 и 4.36) р-орбитали бора под действием сильно электроотрицательного фтора. Поэтому размещение на дан­ной МО электронной пары другого атома или иона становится энергетически выгодным, а молекула BF3 может, следовательно, быть акцептором электрон­ной пары. Действительно, BF3 соединяется по донорно-акцепторному способу с водой, аммиаком и другими веществами; известен также комплексный анион BF4 • Формально данный процесс можно изобразить схемой:

Во всех подобных соединениях ковалентность и координационное число бора равны четырем, а атом бора образует тетраэдрические структуры, определяе­мые минимумом энергии. Это объясняется отталкиванием 4-х электронных пар валентной оболочки или sp3-гибридизацией атома бора.

Бороводороды (бораны). При действии соляной кислоты на борид магния Mg3B2 получается сложная смесь различных бороводородов. Из этой смеси вы­делены в чистом виде следующие бороводороды:

Главным продуктом взаимодействия борида магния с соляной кислотой являет­ся тетраборан В₄Н₁₀ — летучая жидкость (темп. кип. 18 °С), пары которой воспламеняются на воздухе. При хранении тетрабо- ран постепенно разлагается с образованием простейшего из полученных борово­дородов — диборана В>Н6. Последний представляет собой газ, конденсирующий­ся в жидкость при —92,5 °С. На воздухе он не загорается, но водой, как и другие бороводороды, тотчас же разлагается с отщеплением водорода и образованием борной кислоты Н₃ВО₃:

В₂Н₆ + 6Н₂0 — 2Н₃ВО₃ + 6Н₂.

Атомы бора в молекулах бороводородов связаны друг с другом водородными «мостиками», например:

Штриховой линией и пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые свя­зи: здесь общая пара электронов занимает молекулярную орбиталь, охваты­вающую три атома — «мостиковый» атом водорода и оба атома бора. Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания ls-орбитали атома водорода с sp³-гибридными орбиталями двух атомов бора. Четыре «конце­вых» атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровыми двух­электронными связями. Таким образом, из двенадцати валентных электронов имеющихся в атомах, составляющих молекулу диборана, восемь участвуют в образовании двухцентровых связей В -Н, а четыре образуют две трехцентро­вые связи В-Н-В.

Оксид бора, или борный ангидрид, В₂0₃ может быть получен или путем непосредственного соединения бора с кислородом или прокаливанием борной кислоты. Борный ангидрид очень огнестоек и не восстанавливается углем даже при белом калении. В воде он растворяется с образованием в конечном итоге ортоборной кислоты и выделением теплоты:

Ортоборная кислота Н₃ВО₃ представляет собой белые кристаллы, блестящие чешуйки которых растворяются в горячей воде. В водном растворе ортоборная кислота находится в равновесии с другими кислотами бора:

Как правило, из различных кислот одного и того же элемента, отличающихся друг от друга степенью гидра­тации (т. е количеством связанных молекул воды), наиболее гидратированная форма является наиболее устойчивой в водных растворах. Из приведенных ки­слот бора наиболее устойчивой в водных растворах является ортоборная кисло­та. Поэтому в тех случаях, когда в ходе реакции должна получиться какая-либо борная кислота, в водных растворах всегда выделяется ее наиболее устойчи­вая форма — ортоборная кислота. При охлаждении раствора борная кислота выкристаллизовывается, так как в холодной воде она малорастворима.

Ортоборная кислота принадлежит к числу очень слабых кислот. Менее гидратированные ее фор­мы (НВО₂, Н₂В₄О₇) являются также слабыми кислотами, но несколько более сильными, чем ортоборная кислота. Такое правило о большей силе менее ги­дратированных форм одной и той же кислоты имеет место и в других случаях. Поэтому из слабых кислот бора несколько более сильной является тетраборная кислота.

В результате при попытке нейтрализации водного раствора ортоборной кислоты щелочью получается не ортоборат, а тетраборат щелочного элемента:

4Н₃В0₃ + 2NaOH = Na₂B₄0₇ + 7H_zO.

Соли борных кислот бораты большей частью являются производными не ортоборной кислоты Н3ВО3, а тетраборной и других более бедных водой борных кислот.

Соединения бора с азотом имеют две полиморфные модификации: алмазо- и графитоподобную. Графитоподобная модификация нитрида бора имеет структу­ру графита, в которой атомы бора чередуются с атомами азота, как в плоскостях, образуемых шестичленными кольцами, так и в перпендику­лярных слоям плоскостях.

Билет 2.

2. Оксиды и их гидратные формы элементов V группы.

К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Эти элементы, имея пять электронов на внешней электронной оболочке атома, характеризуются в целом как неметаллы. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная степень окисления элементов этой подгруппы равна -1-5, а отрицательная —3.

Оксиды азота.

Азот образует с кислородом ряд оксидов; все они могут быть получены из азотной кислоты или ее солей.

Оксид азота (I), или закись азота, N₂О получается при нагревании нитрата аммония:

NH₄NO₃ =N₂0 + ₂H₂0.

Оксид азота (I) представляет собою бесцветный газ, который используют в качестве наркоза.

Оксид азота (I) — термодинамически неустойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса его образования положительна. Однако вследствие большой прочности связей в молекуле N₂0 энергии активации реакций, протекающих с участием этого вещества, высоки. В частности, высока энергия активации распада N₂0. Поэтому при комнатной температуре оксид азота (I) устойчив. Однако при повышенных температурах он разлагается на азот и кислород; разложение идет тем быстрее, чем выше температура.

Ни с водой, ни с кислотами, ни с щелочью оксид азота (I) не реагирует.

Оксид азота(II), или окись азота, N0 представляет собой бесцветный трудно сжижаемый газ.

По химическим свойствам оксид азота (II) относится к числу безразличных оксидов, так как не образует никакой кислоты.

Подобно N20 ОКСИД азота (II) термодинамически неустойчив. При комнатной температуре NO не разлагается, потому что его молекулы достаточно прочны. Лишь при температурах выше 1000 °С его распад на азот и кислород начинает протекать с заметной скоростью.

В лаборатории оксид азота (II) обычно получают взаимодействием 30— 35%-ной азотной кислоты с медью:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(N0₃)₂ + 2NOt + 4Н₂0.

В промышленности он является промежуточным продуктом при производстве азотной кислоты.

Для оксида азота (II) характерна окислительно-восстановительная двойственность. Под действием сильных окислителей он окисляется, а в присутствии сильных восстановителей — восстанавливается. Например, он легко окисляется кислородом воздуха до диоксида азота:

2NO + 0₂ = 2N0₂.

В то же время смесь равных объемов N0 и Н₂ при нагревании взрывается: 2NO(r) + 2Н₂(Г) = N₂(r) 4- 2Н₂0(Г), АН = —655 кДж.

Диоксид (или двуокись) азота N0₂ — бурый ядовитый газ. Изменение окраски диоксида азота при повышении температуры сопровождается и изменением его молекулярной массы.

Диоксид азота — очень энергичный окислитель. Многие вещества могут гореть в атмосфере NO₂, отнимая от него кислород.

При растворении в воде NO₂ вступает в реакцию с водой, образуя азотную и азотистую кислоты: 2N0₂ + Н₂0 = HNO₃ + HNO₂

Поэтому диоксид азота можно считать смешанным ангидридом этих кислот. Но азотистая кислота очень нестойка и быстро разлагается: 3HN0₂ = HNO_s + 2N0 + Н₂0.

Поэтому практически взаимодействие диоксида азота с водой, особенно с горячей, идет согласно уравнению 6N0₂ + 2H₂0 = 4HN0₃ + 2N0, которое можно получить сложением двух предыдущих уравнений, если предварительно первое из них умножить на три.

В присутствии воздуха образующийся оксид азота немедленно окисляется в диоксид азота, так что в этом случае NO₂ в конечном итоге полностью переходит в азотную кислоту:

4N0₂ + 0₂ + 2Н₂0 = 4HN0₃

Если растворять диоксид азота в щелочах, то образуется смесь солей азотной и азотистой кислот, например: 2N0₂ + 2NaOH = NaN0₃ + NaN0₂ + H₂0.

Оксид азота (III), или азотистый ангидрид, N₂O₃ представляет собой темно-синюю жидкость, уже при низких температурах разлагающуюся на N0 и NO₂. Смесь равных объемов N0 и NO₂ при охлаждении вновь образует N₂O₃: NO + NO₂ <=* N₂O₃

Оксиду азота (III) соответствует азотистая кислота HNO₂.

Оксид азота (V), или азотный ангидрид, N₂O₅ — белые кристаллы, уже при комнатной температуре постепенно разлагающиеся на NO₂ и О₂- Он может быть получен действием фосфорного ангидрида на азотную кислоту: 2HNO₃ + P₂O₅ — N₂O₅ + 2HPO₃

Оксид азота (V) — очень сильный окислитель. В воде оксид азота (V) хорошо растворяется с образованием азотной кислоты.

В твердом состоянии.

Кислоты:

Азотистая кислота.

При действии на раствор какого-нибудь нитрита разбавленной серной кисло-той получается свободная азотистая кислота:

2NaN0₂ + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + 2HN0₂.

Она принадлежит к числу слабых и известна только в сильно разбавленных водных растворах. При концентрировании раствора или при его нагревании азотистая кислота распадается:

2HN0₂ = N0 + N0₂ + Н₂0.

HN0₂ проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Под действием восстановителей она восстанавливается (обычно до N0), а в реакциях с окислителями — окисляется до HNO3. Примерами могут служить следующие реакции:

2HN0₂ + 2KI + H₂S0₄ = 2N0 +I₂ + K₂S0₄ + 2H₂0:

5HN0₂ + 2KMn0₄ + 3H₂S0₄ = 5HN0₃ + 2MnS0₄ + K₂S0₄ + 3H₂0.

Азотная кислота.

Читай билет № 4.

Оксиды и кислоты фосфора.

К важнейшим оксидам фосфора принадлежат Р₂0з и Р₂0₅.

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид, Р₂0з получается пре медленном окислении фосфора или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода. Молекулярная масса его при низких температурах соответствует формуле Р₄0_6. При действии холодной воды оксид фосфора (III) медленно взаимодействует с ней, образуя фосфористую кислоту Н₃РО₃. Как оксид фосфора (III), так и фосфористая кислота обладают сильно выраженными восстановительными свойствами.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид, Р₂0₅ образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы.

Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой и потому применяется как очень сильное водоотнимающее средство. На воздухе оксид фосфора (V), притягивая влагу, быстро превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.

Фосфорные кислоты.

Оксиду фосфора (V) отвечает несколько кислот. Важнейшая из них — это ортофосфорная кислота НзР0₄, называемая обычно просто фосфорной. Другие фосфорные кислоты представляют собою полимерные соединения. В анионе всех фосфорных кислот атом фосфора, находящийся в состоянии «sр³-гибридизации, окружен четырьмя атомами кислорода, расположенными в вершинах тетраэдра. Ортофосфорная кислота построена из изолированных тетраэдров, в других фосфорных кислотах тетраэдры РО₄ объединены через атомы кислорода в агрегаты, содержащие от двух до весьма большого числа — порядка 10⁵ — атомов фосфора.

Ортофосфорная кислота не принадлежит к числу сильных кислот. Будучи трехосновной, она образует три ряда солей: средние и кислые с одним или с двумя атомами водорода в кислотном остатке. Средние соли фосфорной кислоты называют ортофосфатами или просто фосфатами, кислые — гидрофосфатами:

В лаборатории фосфорную кислоту можно получать окислением фосфора 30%-ной HNO₃. Реакция протекает согласно уравнению:

ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН₃РО₄ + 5N0

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя методами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка природных фосфатов серной кислотой:

Са₃(Р0₄)₂ + 3H₂S0₄ = 3CaS0₄ + 2Н₃Р0₄

Все другие фосфорные кислоты представляют собой продукты соединения тетраэдров Р04. В большинстве своем эти кислоты не выделены в свободном состоянии, а известны в виде смесей, в водных растворах или в виде солей.

Оксид мышьяка (III),

или мышьяковистый ангидрид, As₂0₃ образуется при сгорании мышьяка на воздухе или при прокаливании мышьяковых руд. Это вещество белого цвета, которое называют белым мышьяком. Оксид мышьяка (III) довольно плохо растворяется в воде. При растворении в воде оксид мышьяка (III) взаимодействует с нею, и образуется гидроксид мышьяка (III) или мышьяковистая кислота:

As₂0₃ + ЗН₂0 = 2As(OH)₃

Ортомышьяковистая (или мышьяковистая) кислота H₃As0₃ в свободном состоянии не получена и известна лишь в водном растворе, в котором устанавливается равновесие:

H₃As0₃ H₂0 + HAs0₂.

Это равновесие сильно смещено вправо, т. е. преобладающей формой является метамышьяковистая кислота HAs0₂.

Мышьяковая кислота H₃ASO₄ при обычных условиях находится в твердом состоянии: она хорошо растворима в воде. По силе мышьяковая кислота почти равна фосфорной. Известны также мета- и димышьяковая кислоты. При прокаливании мышьяковой кислоты получается оксид мышьяка (V), или мышьяковый ангидрид, As₂0₅ в виде белой стеклообразной массы.

Кислотные свойства мышьяковой кислоты выражены значительно сильнее, чем у мышьяковистой. В этом проявляется общая закономерность, согласно которой с повышением степени окисления элемента кислотные свойства его гидроксидов усиливаются, а основные — ослабевают.

В кислой среде мышьяковая кислота и арсенаты проявляют свойства окислителей.

Мышьяковая кислота и ее соли в кислой среде взаимодействуют с восстановителями, переходя в мышьяковистую кислоту или в арсениты. Например:

К₃As0₄ + 2KI + H₂SO₄ = K₃AsO₃ + I₂ + K₂S0₄ + H₂0.

Оксид сурьмы (III),

или сурьмянистый ангидрид, Sb₂О₃ — типичный амфотерный оксид с некоторым преобладанием основных свойств. В сильных кислотах, например серной и соляной, оксид сурьмы (III) растворяется с образованием солей сурьмы (III):

Sb₂0₃ + 3H₂S0₄ = Sb₂(S0₄)₃ + 3H₂0.

Оксид сурьмы (III) растворяется также в щелочах с образованием солей сурьмянистой Н₃ Sb О₃ или метасурьмянистой HSb0₂ кислоты. Например:

Sb₂0₃ + 2NaOH = 2NaSb0₂ + Н₂0.

Сурьмянистая кислота, или гидроксид сурьмы (III), Sb(OH)₃ получается в виде белого осадка при действии щелочей на соли сурьмы (III):

SbCl₃ + 3NaOH = Sb(OH)₃ + 3NaCl.

Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кислотах.

Оксид Висмута

Последний член подгруппы — висмут — характеризуется преобладанием металлических свойств над неметаллическими и может рассматриваться как металл.

Оксид висмута (III) Вi₂0₃ образуется при прокаливании висмута на воздухе, а также при разложении нитрата висмута. Он имеет основной характер и растворяется в кислотах с образованием солей висмута (III).

Билет 3

2. Гидриды элементов VII группы.

Из соединений галогенов наиболее важное практическое значение имеют галогеноводороды и соли галогеноводородов.

Химическая связь в молекулах галогеноводородов — полярная ковалентная:общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному.

Прочность химической связи в молекулах галогеноводородов закономерно падает в ряду HF — НС1 — НВг — HI: это проявляется в изменении энтальпии диссоциации молекул на атомы.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекул HF и HI. Пунктиром условно показано смещение электронного облака атома водорода в сторону атома галогена.

При переходе, например, от HF к HI уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и галогена, а область перекрывания располагается на большем расстоянии от ядра атома галогена и сильнее. С уменьшением прочности связи в молекулах галогеноводородов падает и их устойчивость к нагреванию. Термическая диссоциация фтороводорода происходит лишь при очень высоких температурах (более 3500 °С), тогда как йодоводород уже при 300 °С в значительной степени распадается на йод и водород:

2HI(г) Н₂(г) + 12(к), АН = -53,1 кДж.

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом.

Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, причем только фтороводород диссоциирован сравнительно слабо, остальные же принадлежат к числу наиболее сильных кислот.

В ряду HI — НВг — НС1 температуры кипения и плавления изменяются весьма закономерно (уменьшается), тогда как при переходе к HF они резко возрастают. Это обусловлено ассоциацией молекул фтороводорода в результате возникновения между ними водорсдных связей.

При растворении в воде молекулы фтороводорода диссоциируют с образованием ионов Н+ и F-. При этом частично разрываются водородные связи, так что диссоциация HF на ионы требует значительной затраты энергии. Поэтому фтороводород диссоциирует в водных растворах в значительно меньшей степени, чем другие галогеноводороды, по силе эта кислота лишь слегка превосходит уксусную.

Образовавшиеся при диссоциации HF ионы F- в значительной степени связываются с недиссоциированными молекулами HF, причем образуется ион HF₂, в котором атомы фтора связаны друг с другом водородной связью:

F^- + HF HF₂^-.

Поэтому при нейтрализации фтороводорода сначала образуются кислые соли, например, KHF₂.

Отрицательные ионы галогеноводородов, за исключением фгорид-иона, обладают восстановительными свойствами, возрастающими по ряду Cl-, Br_, I-.

Хлорид-ион окисляется фтором, перманганатом калия, диоксидом марганца и другими сильными окислителями, например:

16НСl + 2КМn0₄ = 5С1₂ + 2КС1 + 2МnС1₂ + 8Н₂0.

Еще легче окисляются бромид и, в особенности, йодид-ионы. Последние также легко окисляются бромом, нитратами, солями Fe(III), например:

2FeCl₃ + 2HI = 2FeCl₂ +1₂ + 2НС1.

Поскольку галогенид-ионы обладают восстановительными свойствами, то при действии галогеноводородов на металлы последние могут окисляться лишь ионами водорода Н+. Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем у водорода.

Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кислотой. Это название происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтороводород действием концентрированной серной кислоты:

CaF₂ + H₂S0₄ = CaS0₄ + 2HF.

Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла возникает защитная пленка. Так ведет себя, в частности, свинец, что и позволяет использовать его для изготовления аппаратуры, устойчивой к действию HF.

Замечательным свойством фтороводорода и плавиковой кислоты является их способность взаимодействовать с диоксидом кремния Si0₂, входящим в состав стекла; в результате образуется газообразный фторид кремния SiF₄:

Si0₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂0.

В растворе плавиковой кислоты выделения фторида кремния не происходит, так как он взаимодействует с молекулами HF с образованием хорошо растворимой комплексной гексафторокремниевой (кремнефтороводородной) кислоты:

SiF₄ + 2HF = H₂[SiF₆].

На взаимодействии HF с диоксидом кремния основано применение плавиковой кислоты для вытравливания на стекле различных меток, надписей и рисунков.

Соляная кислота получается растворением в воде хлороводорода. В настоящее время основным способом промышленного получения хлороводорода является синтез его из водорода и хлора:

Н₂(г) + С1₂(Г) = 2НС1(_Г), АН = —183,6 кДж.

Большие количества НС1 получают также в качестве побочного продукта хлорирования органических соединений согласно схеме

RH + С1₂ = RC1 + НС1,

где R — органический радикал.

Прежний «сульфатный» метод получения НС1, применяемый в настоящее время только в лабораторной практике, основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H2SO4 согласно уравнениям:

NaCl + H₂SO₄ = NaHS0₄ + НС1;

NaCl + NaHS0₄ = Na₂S0₄ + HC1.

Первая из этих реакций протекает в значительной степени уже при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. В качестве побочного продукта получается сульфат натрия Na₂S0₄

Подобно другим сильным кислотам, НС1 энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы AgCl, РЬС12, CuCl, Hg2Cl2.

Бромоводород и йодоводород очень похожи по своим свойствам на хлороводород, но отличаются более выраженными восстановительными свойствами. Молекулярный кислород постепенно окисляет йодоводород уже при комнатной температуре, причем под действием света реакция сильно ускоряется:

4HI + 0₂ = 2I₂ + 2Н₂0.

Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.

Восстановительные свойства бромоводорода и йодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом НВг восстанавливает H₂S0₄ до S0₂:

2HBr + H₂S04 = Br₂ + S0₂ + 2Н₂0, a HI — до свободной серы или даже до H2S:

6HI + H₂S0₄ = 3I₂ + S + 4H₂0

или

8HI + H₂S0₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂0.

Поэтому НВг трудно, a HI практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или йодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и йода с фосфором — РВг₃ и PI3. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответствующий галогеноводород:

РВг₃ + ЗН₂0 = Н₃РО₃ + ЗНВг;

Р1₃ + ЗН₂0 = Н₃РО₃ + 3HI.

Раствор йодоводорода вплоть до 50%-ной концентрации можно получить, пропуская H₂S в водную суспензию йода. Реакция идет согласно схеме:

I₂ + H₂S = Si + 2HI.

Билет 4

Азотная кислота и ее свойства.

Чистая азотная кислота HNO₃ — бесцветная жидкость. 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:

4HN0₃ = 4N0₂ + 0₂ + 2Н₂0.

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 N0^_.

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.

Азотная кислота действует почти на все металлы (см. разд. 11.3.2), превращая их в нитраты, а некоторые металлы — в оксиды.

Концентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO₃ может восстанавливаться до различных продуктов:

+4 +3 +2 +1 0 -3

N0₂ N₂0₃ NO N₂О N₂ NH₄N0₃

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется N0. В случае более активных металлов — железа, цинка — образуется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами — цинком, магнием, алюминием — с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Си + HN0_3(конц.) —► Cu(N0₃)₂ + N0₂ + Н₂0;

Си + HN0_{3 (разбавл.)} —^ Си(N0₃) ₂ + N0 + Н₂О;

Mg + HN0_{3 (разбавл.)} —> Mg(N0₃)₂ + N₂0 + н₂0;

Zn + HN0_{3(очень разбавл.)} —► Zn(N0₃)₂ + NH₄N0₃ + Н₂0.

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до N0₂, например

S + 6HNO₃ = H₂S0₄ + 6N0₂ + 2Н₂0.

Более разбавленная кислота обычно восстанавливается до N0, например:

ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН₃РО₄ + 5N0

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO₃, протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3—4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет не-которые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» — золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (1П), или хлорида нитрозила, N0C1:

+5 +3

HN0₃ + ЗНС1 = С1₂ + 2Н₂0 + N0C1.

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлага-ется:

2N0C1 = 2N0 + С1₂.

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

Au + HN0₃ + ЗНС1 = AuCl₃ + NO + 2Н₂0;

3Pt + 4HN0₃ + 12НС1 = 3PtCl₄ + 4N0 + 8Н₂0.

На многие органические вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами — NO₂. Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

2KN0₃ = 2KN0₂ +О₂

Промышленное получение азотной кислоты. Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причем продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов окисление аммиака кислородом может протекать иначе. Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определенном составе смеси происходит почти полное превращение NH₃ в N0:

4NH₃(r) + 5О₂(г) = 4NO(r) + 6Н₂О(г), АН = —907 кДж.

Образовавшийся N0 легко переходит в NO₂, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины.

Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концентрируют.

Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45 %, а концентрированная - 98 и 97 %. Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную — в цистернах из кислотоупорной стали.

Билет 5

2. Роль железа в процессе жизнедеятельности организма.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками.

Билет 6