Upotreba azotne kiseline. Dušična kiselina i nitrati. Upotreba u poljoprivredi
: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) i trihidrat (HNO 3 ·3H 2 O).
Fizička i fizičko-hemijska svojstva
Fazni dijagram vodene otopine dušične kiseline.
Azot u dušičnoj kiselini je četverovalentan, oksidacijsko stanje +5. Dušična kiselina je bezbojna tečnost koja ispari na vazduhu, tačka topljenja -41,59 °C, tačka ključanja +82,6 °C sa delimičnim razlaganjem. Rastvorljivost dušične kiseline u vodi nije ograničena. Vodene otopine HNO 3 s masenim udjelom od 0,95-0,98 nazivaju se "dimljajuća dušična kiselina", s masenim udjelom od 0,6-0,7 - koncentrirana dušična kiselina. Formira azeotropnu mešavinu sa vodom (maseni udeo 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)
Kada se kristalizira iz vodenih otopina, dušična kiselina formira kristalne hidrate:
- monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl = −37,62 °C
- trihidrat HNO 3 3H 2 O, T pl = −18,47 °C
Čvrsta dušična kiselina formira dvije kristalne modifikacije:
- monoklinika, prostorna grupa P 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, β = 90°, Z = 16;
Monohidrat formira kristale ortorombnog sistema, prostorne grupe P na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;
Gustoća vodenih otopina dušične kiseline kao funkcija njene koncentracije opisuje se jednadžbom
gdje je d gustina u g/cm³, c je maseni udio kiseline. Ova formula loše opisuje ponašanje gustoće pri koncentracijama većim od 97%.
Hemijska svojstva
Visoko koncentrirani HNO 3 obično je smeđe boje zbog procesa raspadanja koji se događa na svjetlu:
Kada se zagrije, dušična kiselina se razlaže prema istoj reakciji. Dušična kiselina se može destilovati (bez raspadanja) samo pod sniženim pritiskom (naznačena tačka ključanja na atmosferskom pritisku nalazi se ekstrapolacijom).
c) istiskuje slabe kiseline iz njihovih soli:
Pri ključanju ili izlaganju svjetlosti dušična kiselina se djelomično razgrađuje:
Dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji pokazuje svojstva oksidirajuće kiseline, pri čemu je dušik reduciran u oksidacijsko stanje od +4 do -3. Dubina redukcije zavisi prvenstveno od prirode redukcionog sredstva i koncentracije azotne kiseline. Kao oksidirajuća kiselina, HNO 3 stupa u interakciju:
Nitrati
Dušična kiselina je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati - dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi. Nitratni joni ne hidroliziraju u vodi.
Soli dušične kiseline se nepovratno razgrađuju kada se zagrijavaju, a sastav produkata raspadanja određuje kation:
a) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od magnezijuma:
b) nitrati metala koji se nalaze u naponskom opsegu između magnezijuma i bakra:
c) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu desno:
Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidirajuća svojstva, ali na visokim temperaturama u čvrstom stanju su jaka oksidacijska sredstva, na primjer, pri fuziji čvrstih tvari:
Istorijski podaci
Metoda dobivanja razrijeđene dušične kiseline suhom destilacijom šalitre sa stipsom i bakar sulfatom očito je prvi put opisana u Jabirovim raspravama (Geber u latiniziranim prijevodima) u 8. stoljeću. Ova metoda, uz razne modifikacije, od kojih je najznačajnija zamjena bakar sulfata željeznim sulfatom, korištena je u evropskoj i arapskoj alhemiji do 17. stoljeća.
U 17. stoljeću Glauber je predložio metodu za proizvodnju hlapljivih kiselina reakcijom njihovih soli s koncentriranom sumpornom kiselinom, uključujući dušičnu kiselinu iz kalijevog nitrata, što je omogućilo uvođenje koncentrirane dušične kiseline u kemijsku praksu i proučavanje njenih svojstava. Metoda
Hemijska svojstva dušične kiseline
Dušičnu kiselinu karakterišu svojstva: zajednička sa drugim kiselinama i specifična:
HEMIJSKA SVOJSTVA ZAJEDNIČKA SA DRUGIM KISELAMA
1. Veoma jaka kiselina. Indikatori u njegovom rastvoru menjaju boju do crvene.
Gotovo potpuno disocira u vodenom rastvoru:
HNO 3 → H + + NO 3 -
Promjene u indikatorskim bojama u kiselinama2. Reaguje sa bazičnim oksidima
K 2 O + 2HNO 3 → 2KNO 3 + H 2 O
K 2 O + 2H + + 2NO 3 - → 2K + + 2NO 3 - + H 2 O
K 2 O + 2 H + → 2 K + + H 2 O
3. Reaguje sa bazama
HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O
H + + NO 3 - + Na + + OH - → Na + + NO 3 - + H 2 O
H + + OH - → H 2 O
4. Reaguje sa solima, istiskuje slabe kiseline iz njihovih soli
2HNO 3 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2
2H + + 2NO 3 - + 2Na + + C O 3 2- → 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2
2 H + + C O 3 2- → H 2 O + CO 2
SPECIFIČNA SVOJSTVA DUŠIČNE KISELINE
Dušična kiselina je jako oksidaciono sredstvo
N +5 → N +4 → N +2 → N +1 → br → N -3
N +5 + 8 e - → N -3 oksidaciono sredstvo, redukovano.
1. Razlaže se kada je izložen svjetlosti i toplini
4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
Nastaje smeđi gas
2. Boji proteine narandžasto-žuto. (u slučaju kontakta sa kožom ruku - "ksantoproteinska reakcija")
3. Reaguje sa metalima.
U zavisnosti od koncentracije kiseline i položaja metala u nizu elektrohemijskih napona N. Beketova mogu se formirati različiti proizvodi koji sadrže azot.
Vodik se nikada ne oslobađa prilikom interakcije s metalima
HNO 3 + Ja= sol +H 2 O+ X
|
Alkalna i zemnoalkalna |
ZADACI ZADATAKA br. 1. Izvršite transformacije prema šemi, imenujte supstance, za UHR sa * napravite OM ravnotežu, a za** analizirajte RIO: NH 4 Cl**→ NH 3 * → N 2 → NO → NO 2 → HNO 3 → NO 2 br. 2. Izvršite transformacije prema dijagramu (pažljivo pogledajte gdje su usmjerene strelice): Amonijum so ←Amonijak ←Litijum nitrid ←Azot → Dušikov oksid ( II )←Azotna kiselina Za ORR, sastavite e-balans, za RIO, kompletne ionske jednačine. br. 3. Napišite jednadžbe reakcije za interakciju dušične kiseline sa sljedećim supstancama u molekularnom i ionskom obliku: br. 4. Zapišite jednadžbe, sastavite elektronsku vagu, navedite procese oksidacije i redukcije, oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo: br. 5. Slijedite vezu, proučite informacije na stranici i pogledajte video, kliknite na "pogledajte iskustvo".
ovo je zanimljivo: |
Uvod
Zainteresovani ste za cvećarstvo i došli ste u radnju da kupite đubrivo za vaše cveće. Dok ste pregledavali različite nazive i sastave, primijetili ste bočicu s natpisom "Azotno gnojivo". Čitamo njen sastav: "Fosfor, kalcijum, ovo i ono... Azotna kiselina? Kakva je ovo životinja?!" Obično se u takvom okruženju upoznaje sa azotnom kiselinom. I mnogi će tada htjeti da saznaju više o tome. Danas ću pokušati da zadovoljim vašu radoznalost.
Definicija
Dušična kiselina (formula HNO 3) je jaka jednobazna kiselina. U neoksidiranom stanju izgleda kao na fotografiji 1. U normalnim uslovima je tečno, ali se može pretvoriti u čvrsto agregatno stanje. I u njemu podsjeća na kristale koji imaju monoklinsku ili rombičnu rešetku.
Hemijska svojstva dušične kiseline
Ima sposobnost da se dobro meša sa vodom, pri čemu dolazi do skoro potpune disocijacije ove kiseline na jone. Koncentrirana dušična kiselina je smeđe boje (fotografija). Nastaje razgradnjom na dušikov dioksid, vodu i kisik, što nastaje zbog sunčeve svjetlosti koja pada na njega. Ako ga zagrijete, doći će do iste razgradnje. S njim reaguju svi metali, osim tantala, zlata i platinoida (rutenijum, rodijum, paladijum, iridijum, osmijum i platina). Međutim, njegova kombinacija sa klorovodičnom kiselinom može čak i otopiti neke od njih (ovo je takozvana „regia vodka“). Dušična kiselina, u bilo kojoj koncentraciji, može djelovati kao oksidant. Mnoge organske supstance mogu se spontano zapaliti u interakciji s njima. I neki metali u ovoj kiselini će biti pasivirani. Kada im je izložena (kao i pri reakciji s oksidima, karbonatima i hidroksidima), dušična kiselina stvara svoje soli, koje se nazivaju nitrati. Potonji se dobro otapaju u vodi. Ali nitratni joni se u njemu ne hidroliziraju. Ako zagrijete soli ove kiseline, doći će do njihovog nepovratnog raspadanja.
Potvrda
Za proizvodnju dušične kiseline, sintetički amonijak se oksidira korištenjem platina-rodij katalizatora kako bi se proizvela mješavina azotnih plinova, koji se zatim apsorbiraju u vodu. Takođe nastaje kada se kalijum nitrat i gvožđe sulfat pomešaju i zagreju.
Aplikacija
Dušična kiselina se koristi za proizvodnju mineralnih đubriva, eksploziva i nekih otrovnih materija. Koristi se za jetkanje štamparskih formi (ploče za jetkanje, magnezijum klišei, itd.), kao i za zakiseljavanje rastvora za nijansiranje fotografija. Dušična kiselina se koristi za proizvodnju boja i lijekova, a koristi se i za određivanje prisustva zlata u zlatnim legurama.
Fiziološki efekti
S obzirom na stepen uticaja azotne kiseline na organizam, svrstava se u klasu opasnosti 3 (umereno opasna). Udisanje njegovih para dovodi do iritacije respiratornog trakta. Kada dušična kiselina dođe u kontakt s kožom, ostavlja mnoge dugo zacjeljujuće čireve. Područja kože u koja uđe postaju karakteristične žute boje (fotografija). Naučno govoreći, dolazi do ksantoproteinske reakcije. Dušikov dioksid, koji nastaje kada se dušična kiselina zagrije ili razgradi na svjetlosti, vrlo je toksičan i može uzrokovati plućni edem.
Zaključak
Dušična kiselina je korisna za ljude iu razblaženom iu čistom stanju. Ali najčešće se nalazi u tvarima, od kojih su vam mnoge vjerojatno poznate (na primjer, nitroglicerin).
Jednobazna jaka kiselina, koja je u standardnim uslovima bezbojna tečnost, koja postaje žuta tokom skladištenja, može biti u čvrstom stanju, koju karakterišu dve kristalne modifikacije (monoklinska ili rombična rešetka), na temperaturama ispod minus 41,6 °C. Ova tvar s hemijskom formulom - HNO3 - naziva se dušična kiselina. Ima molarnu masu od 63,0 g/mol, a njegova gustina odgovara 1,51 g/cm³.
Azotna kiselina- korozivna, toksična supstanca i jako oksidaciono sredstvo. Još od srednjeg vijeka poznat je naziv “jaka voda” (Aqua fortis). Alhemičari koji su otkrili kiselinu u 13. veku dali su joj ovo ime, uvereni u njena izuzetna svojstva (korodirala je sve metale osim zlata), koja su bila milion puta veća od jačine sirćetne kiseline, koja se u to vreme smatrala najaktivnijom. . No, tri stoljeća kasnije otkriveno je da čak i zlato može nagrizati mješavina kiselina poput dušične i hlorovodonične u volumnom omjeru 1:3, što je iz tog razloga nazvano "kraljevska voda". Pojava žute nijanse tijekom skladištenja objašnjava se akumulacijom dušikovih oksida u njoj. U prodaji se kiselina često nalazi u koncentraciji od 68%, a kada je sadržaj glavne tvari veći od 89%, naziva se "dimljenje".
Primjena dušične kiseline
Dušična kiselina se široko koristi u industriji za proizvodnju lijekova, boja, eksploziva, dušičnih gnojiva i soli dušične kiseline. Osim toga, koristi se za otapanje metala (npr. bakra, olova, srebra) koji ne reagiraju s drugim kiselinama. U nakitu se koristi za određivanje zlata u leguri (ovo je glavna metoda).
U organskoj sintezi široko se koristi mješavina koncentrirane dušične kiseline i sumporne kiseline - "smjesa za nitraciju".
U metalurgiji se dušična kiselina koristi za otapanje i kiseljenje metala, kao i za odvajanje zlata i srebra. Dušična kiselina se takođe koristi u hemijskoj industriji, u proizvodnji eksploziva i u proizvodnji međuproizvoda za proizvodnju sintetičkih boja i drugih hemikalija.
Tehnička azotna kiselina se koristi u niklovanju, pocinčavanju i hromiranju delova, kao iu štamparskoj industriji. Dušična kiselina se široko koristi u mljekarskoj i elektroindustriji.
Priprema azotne kiseline
Moderne industrijske metode za proizvodnju dušične kiseline temelje se na katalitičkoj oksidaciji amonijaka atmosferskim kisikom. Prilikom opisivanja svojstava amonijaka naznačeno je da gori u kisiku, a produkti reakcije su voda i slobodni dušik. Ali u prisustvu katalizatora, oksidacija amonijaka kisikom može se odvijati drugačije.
Ako se mješavina amonijaka i zraka prođe preko katalizatora, tada na 750 °C i određenom sastavu smjese dolazi do gotovo potpune konverzije. Rezultirajući NO se lako pretvara u NO2, koji s vodom u prisustvu atmosferskog kisika proizvodi dušičnu kiselinu.
Legure na bazi platine koriste se kao katalizatori za oksidaciju amonijaka. Dušična kiselina dobijena oksidacijom amonijaka ima koncentraciju koja ne prelazi 60%. Po potrebi se koncentruje.Industrija proizvodi razblaženu azotnu kiselinu sa koncentracijom 55, 47 i 45% i koncentrovanu azotnu kiselinu - 98 i 97.
Azotna kiselina- HNO3, monobazna jaka kiselina koja sadrži kiseonik. Čvrsta dušična kiselina formira dvije kristalne modifikacije sa monoklinskom i ortorombnom rešetkom. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. U vodenim otopinama se gotovo potpuno disocira na ione. Formira azeotropnu mešavinu sa vodom koncentracije 68,4% i tačkom ključanja 120 °C na 1 atm. Poznata su dva čvrsta hidrata: monohidrat (HNO3 H2O) i trihidrat (HNO3 3H2O).
Visoko koncentrirani HNO3 obično je smeđe boje zbog procesa razgradnje koji se događa na svjetlu:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Kada se zagrije, dušična kiselina se razlaže prema istoj reakciji. Dušična kiselina se može destilovati (bez raspadanja) samo pod sniženim pritiskom.
Azotna kiselina je jak oksidant , koncentrirana dušična kiselina oksidira sumpor u sumpornu kiselinu, a fosfor u fosfornu kiselinu; neki organski spojevi (na primjer, amini i hidrazin, terpentin) se spontano zapale u kontaktu s koncentriranom dušičnom kiselinom.
Stepen oksidacije dušika u dušičnoj kiselini je 4-5. Djelujući kao oksidacijski agens, HNO se može reducirati na različite proizvode:
Koja od ovih supstanci nastaje, odnosno koliko duboko se dušična kiselina redukuje u datom slučaju, zavisi od prirode redukcionog sredstva i od uslova reakcije, prvenstveno od koncentracije kiseline. Što je veća koncentracija HNO, to je manje duboko smanjena. Pri reakciji s koncentriranom kiselinom ona se najčešće oslobađa.
Kada reaguje sa razblaženom azotnom kiselinom sa nisko aktivnim metalima, na primjer, kod bakra se oslobađa NO. U slučaju aktivnijih metala - željezo, cink - nastaje.
Visoko razrijeđena dušična kiselina reagira sa aktivni metali-cink, magnezijum, aluminijum - sa stvaranjem amonijum jona koji sa kiselinom daje amonijum nitrat. Obično se nekoliko proizvoda formira istovremeno.
Zlato, neki metali platinske grupe i tantal su inertni prema dušičnoj kiselini u cijelom rasponu koncentracija, drugi metali reagiraju s njom, pri čemu je tok reakcije određen njegovom koncentracijom. Dakle, koncentrirana dušična kiselina reagira s bakrom i formira dušikov dioksid i razrijeđenu dušičnu kiselinu (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Većina metala c reagiraju s dušičnom kiselinom kako bi se oslobodili dušikovi oksidi u različitim oksidacijskim stanjima ili njihove mješavine; razrijeđena dušična kiselina, kada reagira s aktivnim metalima, može reagirati oslobađajući vodik i reducirati nitratni ion u amonijak.
Neki metali (gvožđe, hrom, aluminijum), koji reaguju sa razblaženom azotnom kiselinom, pasiviziraju se koncentriranom azotnom kiselinom i otporni su na njene efekte.
Mješavina dušične i sumporne kiseline naziva se "melanž". Dušična kiselina se široko koristi za proizvodnju nitro spojeva.
Mješavina od tri zapremine hlorovodonične kiseline i jedne zapremine azotne kiseline naziva se "kraljeva voda". Aqua regia otapa većinu metala, uključujući zlato. Njegove snažne oksidacijske sposobnosti su posljedica atomskog klora i nitrozil klorida:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Sumporna kiselina– teška uljasta tečnost koja nema boju. Može se mešati sa vodom u bilo kom odnosu.
Koncentrovana sumporna kiselinaaktivno upija vodu iz zraka i uklanja je iz drugih tvari. Kada organske tvari dođu u koncentriranu sumpornu kiselinu, postaju ugljenisane, na primjer, papir:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Kada koncentrirana sumporna kiselina reaguje sa šećerom, formira se porozna ugljična masa, slična crnoj stvrdnutoj spužvi:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Hemijska svojstva razrijeđene i koncentrirane sumporne kiseline su različiti.
Razblažene otopine reakcija sumporne kiseline sa metalima , koji se nalazi u elektrohemijskom nizu napona lijevo od vodonika, sa stvaranjem sulfata i oslobađanjem vodonika.
Koncentrovani rastvori sumporna kiselina pokazuje jaka oksidaciona svojstva zbog prisustva u svojim molekulima atoma sumpora u najvišem oksidacionom stanju (+6), stoga je koncentrirana sumporna kiselina jako oksidaciono sredstvo. Ovako oksidiraju neki nemetali:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Ona je u interakciji sa metalima , koji se nalazi u elektrohemijskom naponskom nizu metala desno od vodonika (bakar, srebro, živa), sa stvaranjem sulfata, vode i produkata redukcije sumpora. Koncentrovani rastvori sumporna kiselina ne reaguj sa zlatom i platinom zbog njihove niske aktivnosti.
a) niskoaktivni metali reduciraju sumpornu kiselinu u sumpor-dioksid SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) s metalima srednjeg djelovanja moguće su reakcije s oslobađanjem bilo kojeg od tri produkta redukcije sumporne kiseline:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) sumpor ili sumporovodik se mogu osloboditi aktivnim metalima:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) koncentrovana sumporna kiselina ne stupa u interakciju sa aluminijumom, gvožđem, hromom, kobaltom, niklom na hladnom (tj. bez zagrevanja) - dolazi do pasivizacije ovih metala. Stoga se sumporna kiselina može transportovati u željeznim kontejnerima. Međutim, kada se zagrije, i željezo i aluminij mogu stupiti u interakciju s njim:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
TO. dubina redukcije sumpora zavisi od redukcionih svojstava metala. Aktivni metali (natrijum, kalij, litijum) redukuju sumpornu kiselinu u sumporovodik, metali koji se nalaze u naponskom opsegu od aluminijuma do gvožđa - do slobodnog sumpora, a metali sa manjom aktivnošću - u sumpor-dioksid.
Dobijanje kiselina.
1. Kiseline bez kiseonika se dobijaju sintetizacijom vodikovih jedinjenja nemetala iz jednostavnih supstanci i zatim otapanjem nastalih proizvoda u vodi
Nemetal + H 2 = Vodikova veza nemetala
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Oksokiseline se dobijaju reakcijom kiselih oksida sa vodom.
Kiseli oksid + H 2 O = oksokiselina
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Većina kiselina se može dobiti reakcijom soli sa kiselinama.
Sol + kiselina = so + kiselina
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Baze su složene supstance čije se molekule sastoje od atoma metala i jedne ili više hidroksidnih grupa.
Baze su elektroliti koji se disociraju i formiraju katione metalnih elemenata i hidroksid anione.
Na primjer:
KON = K +1 + OH -1
6. Klasifikacija osnova:
1. Po broju hidroksilnih grupa u molekuli:
a) · Monokiselina, čiji molekuli sadrže jednu hidroksidnu grupu.
b) · Dikiseline, čiji molekuli sadrže dvije hidroksidne grupe.
c) · Trikiseline, čiji molekuli sadrže tri hidroksidne grupe.
2. Prema rastvorljivosti u vodi: rastvorljivi i nerastvorljivi.
7.Fizička svojstva baza:
Sve neorganske baze su čvrste materije (osim amonijum hidroksida). Baze imaju različite boje: kalijum hidroksid je bela, bakar hidroksid je plava, gvožđe hidroksid je crveno-braon.
Soluble osnove formiraju rastvore koji su sapunasti na dodir, po čemu su ove supstance i dobile naziv alkali.
Alkalije čine samo 10 elemenata periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva: 6 alkalnih metala - litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum, francijum i 4 zemnoalkalna metala - kalcijum, stroncijum, barijum, radijum.
8. Hemijska svojstva baza:
1. Vodeni rastvori alkalija menjaju boju indikatora. fenolftalein - grimizno, metilnarandžasto - žuto. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.
2. Interakcija :
a) sa kiseline: baza + kiselina = so + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) sa kiseli oksidi: Alkali + kiseli oksid = so + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
c) sa rješenja: Rastvor lužine + rastvor soli = Nova baza + Nova so
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
d) sa amfoterni metali: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Amfoterni hidroksidi:
a) Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:
Bakar(II) hidroksid + 2HBr = CuBr2 + voda.
b). Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija):
Zn(OH)2 + 2CsOH = sol + 2H2O.
V). Reakcija sa jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenom rastvoru: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Kada se zagrije, baze koje su nerastvorljive u vodi se razlažu na osnovni oksid i vodu:
Nerastvorljiva baza = Bazni oksid + H2O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
soli – to su proizvodi nepotpune zamjene atoma vodika u molekulama kiselina atomima metala ili su to proizvodi zamjene hidroksidnih grupa u baznim molekulima kiselim ostacima .
soli- to su elektroliti koji se disociraju i formiraju katione metalnog elementa i anjone kiselinskog ostatka.
Na primjer:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
klasifikacija:
Normalne soli. To su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u molekulu kiseline atomima nemetala, ili proizvodi potpune zamjene hidroksidnih grupa u baznoj molekuli kiselim ostacima.
Kiselinske soli. To su proizvodi nepotpune zamjene atoma vodika u molekulima polibaznih kiselina atomima metala.
Bazične soli. To su proizvodi nepotpune zamjene hidroksidnih grupa u molekulima polikiselih baza kiselim ostacima.
Vrste soli:
Dvostruke soli- sadrže dva različita kationa; dobivaju se kristalizacijom iz miješanog rastvora soli sa različitim kationima, ali istim anionima.
Miješane soli- sadrže dva različita anjona.
Hidratizirajte soli(kristalni hidrati) - sadrže molekule kristalizacijske vode.
Kompleksne soli- sadrže kompleksni kation ili kompleksni anion.
Posebnu grupu čine soli organskih kiselina, čija se svojstva značajno razlikuju od svojstava mineralnih soli. Neke od njih mogu se svrstati u posebnu klasu organskih soli, takozvanih jonskih tekućina ili na neki drugi način „tečnih soli“, organskih soli s tačkom topljenja ispod 100 °C.
Fizička svojstva:
Većina soli su bijele čvrste tvari. Neke soli su obojene. Na primjer, kalijum narandžasti dihromat, zeleni nikl sulfat.
Prema rastvorljivosti u vodi soli se dijele na rastvorljive u vodi, slabo rastvorljive u vodi i nerastvorljive.
Hemijska svojstva:
Rastvorljive soli u vodenim rastvorima disociraju u jone:
1. Srednje soli disociraju u metalne katione i anjone kiselih ostataka:
Soli kiselina disociraju na metalne katione i kompleksne anjone:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Bazni metali disociraju na kompleksne katjone i anjone kiselih ostataka:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Soli stupaju u interakciju s metalima i formiraju novu sol i novi metal: Me(1) + Sol(1) = Me(2) + Sol(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Otopine stupaju u interakciju s alkalijama Rastvor soli + otopina alkalije = Nova sol + Nova baza:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Soli stupaju u interakciju s kiselinama Sol + kiselina = sol + kiselina:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Soli mogu međusobno komunicirati So(1) + Sol(2) = So(3) + So(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Bazične soli stupaju u interakciju s kiselinama Bazična sol + Kiselina = Srednja sol + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Kisele soli stupaju u interakciju sa alkalijama Kisela sol + Alkali = Srednja sol + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Mnoge soli se razlažu kada se zagreju: MgCO 3 = MgO + CO 2
Predstavnici soli i njihovo značenje:
Soli se široko koriste kako u proizvodnji tako iu svakodnevnom životu:
Soli hlorovodonične kiseline. Najčešće korišćeni hloridi su natrijum hlorid i kalijum hlorid.
Natrijum hlorid (kuhinjska so) se izoluje iz jezerske i morske vode, a takođe se kopa u rudnicima soli. Kuhinjska so se koristi za hranu. U industriji natrijum hlorid služi kao sirovina za proizvodnju hlora, natrijum hidroksida i sode.
Kalijum hlorid se koristi u poljoprivredi kao kalijumovo đubrivo.
Soli sumporne kiseline. U građevinarstvu i medicini široko se koristi poluvodeni gips koji se dobija pečenjem kamena (kalcijum sulfat dihidrat). Kada se pomiješa s vodom, brzo se stvrdne i formira kalcijum sulfat dihidrat, odnosno gips.
Natrijum sulfat dekahidrat se koristi kao sirovina za proizvodnju sode.
Soli dušične kiseline. Nitrati se uglavnom koriste kao đubrivo u poljoprivredi. Najvažniji od njih su natrijum nitrat, kalijum nitrat, kalcijum nitrat i amonijum nitrat. Obično se ove soli nazivaju nitrati.
Od ortofosfata najvažniji je kalcijum ortofosfat. Ova sol služi kao glavna komponenta minerala - fosforita i apatita. Fosforiti i apatiti se koriste kao sirovine u proizvodnji fosfatnih đubriva, kao što su superfosfat i precipitat.
Soli ugljične kiseline. Kalcijum karbonat se koristi kao sirovina za proizvodnju kreča.
Natrijum karbonat (soda) se koristi u proizvodnji stakla i sapunu.
- Kalcijum karbonat se takođe nalazi u prirodi u obliku krečnjaka, krede i mermera.
Materijalni svijet u kojem živimo i čiji smo sićušni dio jedan je i u isto vrijeme beskrajno raznolik. Jedinstvo i raznovrsnost hemijskih supstanci ovoga sveta najjasnije se manifestuje u genetskoj povezanosti supstanci, koja se ogleda u takozvanom genetskom nizu.
Genetski nazivaju vezu između supstanci različitih klasa na osnovu njihovih međusobnih transformacija.
Ako osnovu genetskog niza u neorganskoj hemiji čine supstance formirane od jednog hemijskog elementa, onda osnovu genetskog niza u organskoj hemiji (hemija ugljikovih jedinjenja) čine supstance sa istim brojem atoma ugljika u molekula.
Kontrola znanja:
1. Definirati soli, baze, kiseline, njihove karakteristike, glavne karakteristične reakcije.
2.Zašto se kiseline i baze spajaju u grupu hidroksida? Šta im je zajedničko, a po čemu se razlikuju? Zašto je alkalije potrebno dodati u otopinu aluminijske soli, a ne obrnuto?
3. Zadatak: Navedite primjere jednadžbi reakcija koje ilustruju ova opšta svojstva nerastvorljivih baza.
4. Zadatak: Odrediti oksidaciono stanje atoma metalnih elemenata u datim formulama. Kakav se obrazac može uočiti između njihovih oksidacijskih stanja u oksidu i bazi?
ZADAĆA:
Dorada: L2.str.162-172, prepričavanje bilješke s predavanja br. 5.
Zapišite jednačine mogućih reakcija prema dijagramima, označite vrste reakcija: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ... ;
d) Hg + HCl ... .
Podijelite supstance u klase jedinjenja. Formule supstanci: 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 , Cu 2 O, NO 2
Predavanje br. 6.
Tema: Metali. Položaj metalnih elemenata u periodnom sistemu. Pronalaženje metala u prirodi. Metali. Interakcija metala sa nemetalima (hlor, sumpor i kiseonik).
Oprema: periodni sistem hemijskih elemenata, prikupljanje metala, niz aktivnosti metala.
Tematski plan učenja
(lista pitanja potrebnih za učenje):
1. Položaj elemenata - metala u periodnom sistemu, struktura njihovih atoma.
2. Metali kao jednostavne supstance. Metalna veza, metalne kristalne rešetke.
3. Opća fizička svojstva metala.
4. Rasprostranjenost metalnih elemenata i njihovih spojeva u prirodi.
5. Hemijska svojstva metalnih elemenata.
6. Koncept korozije.
Učitavanje...