Utilizzo dell'acido nitrico. Acido nitrico e nitrati. Utilizzo in agricoltura
: monoidrato (HNO 3 ·H 2 O) e triidrato (HNO 3 ·3H 2 O).
Proprietà fisiche e fisico-chimiche
Diagramma di fase di una soluzione acquosa di acido nitrico.
L'azoto nell'acido nitrico è tetravalente, stato di ossidazione +5. L'acido nitrico è un liquido incolore che fuma nell'aria, punto di fusione −41,59 °C, punto di ebollizione +82,6 °C con decomposizione parziale. La solubilità dell'acido nitrico in acqua non è limitata. Le soluzioni acquose di HNO 3 con una frazione di massa di 0,95-0,98 sono chiamate "acido nitrico fumante", con una frazione di massa di 0,6-0,7 - acido nitrico concentrato. Forma una miscela azeotropica con acqua (frazione in massa 68,4%, D 20 = 1,41 g/cm, Tbp = 120,7 °C)
Quando cristallizzato da soluzioni acquose, l'acido nitrico forma idrati cristallini:
- monoidrato HNO 3 H 2 O, T pl = −37,62 ° C
- triidrato HNO 3 3H 2 O, T pl = −18,47 ° C
L'acido nitrico solido forma due modifiche cristalline:
- monoclino, gruppo spaziale P 2 1/a, UN= 1.623 nm, B= 0,857 nm, C= 0,631, β = 90°, Z = 16;
Il monoidrato forma cristalli del sistema ortorombico, gruppo spaziale P na2, UN= 0,631 nm, B= 0,869 nm, C= 0,544, Z = 4;
La densità delle soluzioni acquose di acido nitrico in funzione della sua concentrazione è descritta dall'equazione
dove d è la densità in g/cm³, c è la frazione in massa dell'acido. Questa formula descrive male il comportamento della densità a concentrazioni superiori al 97%.
Proprietà chimiche
L'HNO 3 altamente concentrato è solitamente di colore marrone a causa del processo di decomposizione che avviene alla luce:
Quando riscaldato, l'acido nitrico si decompone secondo la stessa reazione. L'acido nitrico può essere distillato (senza decomposizione) solo a pressione ridotta (il punto di ebollizione indicato a pressione atmosferica si trova per estrapolazione).
c) sposta gli acidi deboli dai loro sali:
Quando bolle o viene esposto alla luce, l'acido nitrico si decompone parzialmente:
L'acido nitrico a qualsiasi concentrazione presenta le proprietà di un acido ossidante, con l'azoto ridotto a uno stato di ossidazione da +4 a -3. La profondità della riduzione dipende principalmente dalla natura dell'agente riducente e dalla concentrazione di acido nitrico. Come acido ossidante, HNO 3 interagisce:
Nitrati
L'acido nitrico è un acido forte. I suoi sali - nitrati - sono ottenuti dall'azione di HNO 3 su metalli, ossidi, idrossidi o carbonati. Tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua. Lo ione nitrato non si idrolizza in acqua.
I sali dell'acido nitrico si decompongono irreversibilmente quando riscaldati e la composizione dei prodotti di decomposizione è determinata dal catione:
a) nitrati di metalli situati nella serie di tensioni a sinistra del magnesio:
b) nitrati di metalli situati nell'intervallo di tensione tra magnesio e rame:
c) nitrati di metalli situati nella serie di tensioni a destra:
I nitrati nelle soluzioni acquose non presentano praticamente proprietà ossidanti, ma ad alte temperature allo stato solido sono forti agenti ossidanti, ad esempio durante la fusione di solidi:
Informazioni storiche
Il metodo per ottenere acido nitrico diluito mediante distillazione secca di salnitro con allume e solfato di rame fu apparentemente descritto per la prima volta nei trattati di Jabir (Geber nelle traduzioni latinizzate) nell'VIII secolo. Questo metodo, con varie modifiche, la più significativa delle quali fu la sostituzione del solfato di rame con solfato di ferro, fu utilizzato nell'alchimia europea e araba fino al XVII secolo.
Nel XVII secolo, Glauber propose un metodo per produrre acidi volatili facendo reagire i loro sali con acido solforico concentrato, compreso l'acido nitrico dal nitrato di potassio, che permise di introdurre l'acido nitrico concentrato nella pratica chimica e studiarne le proprietà. Metodo
Proprietà chimiche dell'acido nitrico
L'acido nitrico è caratterizzato da proprietà: comuni con altri acidi e specifiche:
PROPRIETÀ CHIMICHE COMUNI CON ALTRI ACIDI
1. Acido molto forte. Gli indicatori nella sua soluzione cambiano colore al rosso.
Si dissocia quasi completamente in soluzione acquosa:
HNO 3 → H + + NO 3 -
Cambiamenti nei colori degli indicatori negli acidi2. Reagisce con gli ossidi basici
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H + + 2NO 3 - → 2K + + 2NO 3 - + H2O
K2O + 2H + → 2K + + H2O
3. Reagisce con le basi
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H + + NO 3 - + Na + + OH - → Na + + NO 3 - + H 2 O
H + + OH - → H 2 O
4. Reagisce con i sali, sposta gli acidi deboli dai loro sali
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
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
PROPRIETÀ SPECIFICHE DELL'ACIDO NITRICO
L'acido nitrico è un forte agente ossidante
N +5 → N +4 → N +2 → N +1 → NO → N -3
N +5 + 8 e - → N -3 agente ossidante, ridotto.
1. Si decompone se esposto alla luce e al calore
4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
Si forma gas bruno
2. Colora le proteine giallo-arancio. (in caso di contatto con la pelle delle mani - "reazione xantoproteica")
3. Reagisce con i metalli.
A seconda della concentrazione dell’acido e della posizione del metallo nella serie di tensioni elettrochimiche di N. Beketov, si possono formare diversi prodotti contenenti azoto.
L'idrogeno non viene mai rilasciato quando interagisce con i metalli
HNO 3 + Me= sale +H 2 O+X
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Alcalino e alcalino terroso |
COMPITI DI ASSEGNAZIONE N. 1. Effettuare le trasformazioni secondo lo schema, denominare le sostanze, per UHR con * effettuare un bilancio OM e per** analizzare RIO: NH 4 Cl**→ NH 3 * → N 2 → NO → NO 2 → HNO 3 → NO 2 N. 2. Esegui le trasformazioni secondo il diagramma (guarda attentamente dove sono dirette le frecce): Sale di ammonio ←Ammoniaca ←Nitruro di litio ←Azoto → Ossido nitrico ( II )←Acido nitrico Per ORR, compilare una bilancia elettronica; per RIO, completare le equazioni ioniche. Numero 3. Scrivi le equazioni di reazione per l'interazione dell'acido nitrico con le seguenti sostanze in forma molecolare e ionica: N. 4. Annotare le equazioni, redigere un bilancio elettronico, indicare i processi di ossidazione e riduzione, agente ossidante e agente riducente: N. 5. Segui il link, studia le informazioni sulla pagina e guarda il video, clicca su “guarda l'esperienza”.
Questo è interessante: |
introduzione
Sei interessato alla floricoltura e sei venuto al negozio per acquistare fertilizzante per i tuoi fiori. Mentre esaminavi i vari nomi e composizioni, hai notato una bottiglia etichettata "fertilizzante azotato". Ne leggiamo la composizione: "Fosforo, calcio, questo e quello... Acido nitrico? Che razza di animale è questo?!" Di solito in un ambiente del genere si fa conoscenza con l'acido nitrico. E molti poi vorranno saperne di più. Oggi cercherò di soddisfare la vostra curiosità.
Definizione
L'acido nitrico (formula HNO 3) è un acido monobasico forte. Allo stato non ossidato, appare come nella foto 1. In condizioni normali è un liquido, ma può essere convertito in uno stato solido di aggregazione. E in esso assomiglia a cristalli con un reticolo monoclino o rombico.
Proprietà chimiche dell'acido nitrico
Ha la capacità di mescolarsi bene con l'acqua, dove avviene la dissociazione quasi completa di questo acido in ioni. L'acido nitrico concentrato è di colore marrone (foto). È dato dalla decomposizione in biossido di azoto, acqua e ossigeno, che avviene per effetto della luce solare che lo colpisce. Se lo riscaldi, si verificherà la stessa decomposizione. Tutti i metalli reagiscono con esso, ad eccezione del tantalio, dell'oro e dei platinoidi (rutenio, rodio, palladio, iridio, osmio e platino). Tuttavia, la sua combinazione con l’acido cloridrico può addirittura dissolverne alcuni (è la cosiddetta “regia vodka”). L'acido nitrico, a qualsiasi concentrazione, può agire come agente ossidante. Molte sostanze organiche possono accendersi spontaneamente quando interagiscono con esse. E alcuni metalli in questo acido saranno passivati. Quando esposto ad essi (così come quando reagisce con ossidi, carbonati e idrossidi), l'acido nitrico forma i suoi sali, chiamati nitrati. Questi ultimi si sciolgono bene in acqua. Ma gli ioni nitrato non sono idrolizzati in esso. Se riscaldi i sali di questo acido, si verificherà la loro decomposizione irreversibile.
Ricevuta
Per produrre acido nitrico, l'ammoniaca sintetica viene ossidata utilizzando catalizzatori al platino-rodio per produrre una miscela di gas nitrosi, che vengono successivamente assorbiti dall'acqua. Si forma anche quando il nitrato di potassio e il solfato di ferro vengono miscelati e riscaldati.
Applicazione
L'acido nitrico viene utilizzato per produrre fertilizzanti minerali, esplosivi e alcune sostanze tossiche. Viene utilizzato per incidere forme di stampa (tavole acquaforte, cliché di magnesio, ecc.) e anche per acidificare soluzioni coloranti per fotografie. L'acido nitrico viene utilizzato per produrre coloranti e medicinali e viene utilizzato anche per determinare la presenza di oro nelle leghe d'oro.
Effetti fisiologici
Considerando il grado di influenza dell'acido nitrico sull'organismo, è classificato nella classe di pericolo 3 (moderatamente pericoloso). L'inalazione dei suoi vapori provoca irritazione delle vie respiratorie. Quando l'acido nitrico entra in contatto con la pelle, lascia molte ulcere a lunga guarigione. Le zone della pelle in cui penetra assumono un caratteristico colore giallo (foto). Scientificamente parlando, si verifica una reazione xantoproteica. Il biossido di azoto, che viene prodotto quando l’acido nitrico viene riscaldato o decomposto alla luce, è molto tossico e può causare edema polmonare.
Conclusione
L'acido nitrico è benefico per l'uomo sia allo stato diluito che puro. Ma molto spesso si trova in sostanze, molte delle quali probabilmente ti sono familiari (ad esempio la nitroglicerina).
Un acido forte monobasico, che in condizioni standard è un liquido incolore, che diventa giallo durante la conservazione, può trovarsi allo stato solido, caratterizzato da due modificazioni cristalline (reticolo monoclino o rombico), a temperature inferiori a meno 41,6 °C. Questa sostanza con la formula chimica - HNO3 - è chiamata acido nitrico. Ha una massa molare di 63,0 g/mol e la sua densità corrisponde a 1,51 g/cm³.
Acido nitrico- sostanza corrosiva, tossica e forte agente ossidante. Fin dal Medioevo era noto il nome “acqua forte” (Aqua fortis). Gli alchimisti che scoprirono l'acido nel XIII secolo gli diedero questo nome, convinti delle sue straordinarie proprietà (corrodeva tutti i metalli tranne l'oro), che erano un milione di volte superiori alla forza dell'acido acetico, che a quei tempi era considerato il più attivo . Ma tre secoli dopo si scoprì che anche l’oro può essere corroso da una miscela di acidi come nitrico e cloridrico in rapporto volumetrico di 1:3, che per questo motivo venne chiamata “aqua regia”. L'aspetto di una tinta gialla durante lo stoccaggio è spiegato dall'accumulo di ossidi di azoto al suo interno. In vendita l'acido si trova spesso con una concentrazione del 68%, e quando il contenuto della sostanza principale è superiore all'89%, si parla di “fumante”.
Applicazione dell'acido nitrico
L'acido nitrico è ampiamente utilizzato nell'industria per produrre farmaci, coloranti, esplosivi, fertilizzanti azotati e sali di acido nitrico. Inoltre viene utilizzato per sciogliere i metalli (es. rame, piombo, argento) che non reagiscono con altri acidi. In gioielleria viene utilizzato per determinare l'oro in una lega (questo è il metodo principale).
Nella sintesi organica viene ampiamente utilizzata una miscela di acido nitrico concentrato e acido solforico, una "miscela nitrante".
Nella metallurgia, l'acido nitrico viene utilizzato per sciogliere e decapare i metalli, nonché per separare l'oro e l'argento. L'acido nitrico viene utilizzato anche nell'industria chimica, nella produzione di esplosivi e nella produzione di intermedi per la produzione di coloranti sintetici e altri prodotti chimici.
L'acido nitrico tecnico viene utilizzato nella nichelatura, zincatura e cromatura delle parti, nonché nell'industria della stampa. L'acido nitrico è ampiamente utilizzato nell'industria lattiero-casearia ed elettrica.
Preparazione dell'acido nitrico
I moderni metodi industriali per la produzione di acido nitrico si basano sull'ossidazione catalitica dell'ammoniaca con l'ossigeno atmosferico. Nel descrivere le proprietà dell'ammoniaca, è stato indicato che brucia in ossigeno e che i prodotti della reazione sono acqua e azoto libero. Ma in presenza di catalizzatori, l'ossidazione dell'ammoniaca con l'ossigeno può procedere diversamente.
Se una miscela di ammoniaca e aria viene fatta passare su un catalizzatore, a 750 °C e ad una certa composizione della miscela si verifica una conversione quasi completa. L'NO risultante si trasforma facilmente in NO2 che, con l'acqua in presenza di ossigeno atmosferico, produce acido nitrico.
Le leghe a base di platino vengono utilizzate come catalizzatori per l'ossidazione dell'ammoniaca. L'acido nitrico ottenuto dall'ossidazione dell'ammoniaca ha una concentrazione non superiore al 60%. Se necessario, è concentrato L'industria produce acido nitrico diluito con una concentrazione di 55, 47 e 45% e acido nitrico concentrato - 98 e 97.
Acido nitrico- HNO3, acido forte monobasico contenente ossigeno. L'acido nitrico solido forma due modifiche cristalline con reticoli monoclini e ortorombici. L'acido nitrico si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto. Nelle soluzioni acquose si dissocia quasi completamente in ioni. Forma una miscela azeotropica con acqua con una concentrazione del 68,4% e punto di ebollizione 120 °C a 1 atm. Sono noti due idrati solidi: monoidrato (HNO3 H2O) e triidrato (HNO3 3H2O).
L'HNO3 altamente concentrato è solitamente di colore marrone a causa del processo di decomposizione che avviene alla luce:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Quando riscaldato, l'acido nitrico si decompone secondo la stessa reazione. L'acido nitrico può essere distillato (senza decomposizione) solo a pressione ridotta.
L'acido nitrico lo è forte agente ossidante , l'acido nitrico concentrato ossida lo zolfo in acido solforico e il fosforo in acido fosforico; alcuni composti organici (ad esempio ammine e idrazina, trementina) si accendono spontaneamente al contatto con acido nitrico concentrato.
Il grado di ossidazione dell'azoto nell'acido nitrico è 4-5. Agendo come agente ossidante, l'HNO può essere ridotto in vari prodotti:
Quale di queste sostanze si forma, cioè quanto profondamente viene ridotto l'acido nitrico in un dato caso, dipende dalla natura dell'agente riducente e dalle condizioni di reazione, principalmente dalla concentrazione dell'acido. Maggiore è la concentrazione di HNO, meno profondamente viene ridotto. Quando reagisce con l'acido concentrato, viene spesso rilasciato.
Quando reagisce con acido nitrico diluito con metalli a bassa attività, ad esempio, con il rame viene rilasciato NO. Nel caso di metalli più attivi si forma ferro, zinco.
L'acido nitrico altamente diluito reagisce con metalli attivi-zinco, magnesio, alluminio - con la formazione di ione ammonio, che dà nitrato di ammonio con acido. Di solito vengono formati più prodotti contemporaneamente.
L'oro, alcuni metalli del gruppo del platino e il tantalio sono inerti all'acido nitrico nell'intero intervallo di concentrazione, altri metalli reagiscono con esso, il corso della reazione è determinato dalla sua concentrazione. Pertanto, l'acido nitrico concentrato reagisce con il rame per formare biossido di azoto e acido nitrico diluito (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
La maggior parte del metallo c reagiscono con l'acido nitrico per rilasciare ossidi di azoto in vari stati di ossidazione o loro miscele; l'acido nitrico diluito, quando reagisce con metalli attivi, può reagire per rilasciare idrogeno e ridurre lo ione nitrato in ammoniaca.
Alcuni metalli (ferro, cromo, alluminio), che reagiscono con l'acido nitrico diluito, sono passivati dall'acido nitrico concentrato e sono resistenti ai suoi effetti.
Una miscela di acido nitrico e solforico è chiamata “melange”. L'acido nitrico è ampiamente utilizzato per produrre composti nitro.
Una miscela di tre volumi di acido cloridrico e un volume di acido nitrico è chiamata “acqua regia”. L'acqua regia dissolve la maggior parte dei metalli, compreso l'oro. Le sue forti capacità ossidanti sono dovute al risultante cloro atomico e cloruro di nitrosile:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Acido solforico– liquido oleoso pesante che non ha colore. Miscibile con acqua in qualsiasi rapporto.
Acido solforico concentratoassorbe attivamente l'acqua dall'aria e la rimuove da altre sostanze. Quando le sostanze organiche entrano nell'acido solforico concentrato, si carbonizzano, ad esempio la carta:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Quando l'acido solforico concentrato reagisce con lo zucchero, si forma una massa di carbonio porosa, simile ad una spugna nera indurita:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Proprietà chimiche dell'acido solforico diluito e concentrato sono diversi.
Soluzioni diluite reagisce l'acido solforico con metalli , situato nella serie di tensioni elettrochimiche a sinistra dell'idrogeno, con formazione di solfati e rilascio di idrogeno.
Soluzioni concentrate l'acido solforico presenta forti proprietà ossidanti dovute alla presenza nelle sue molecole di un atomo di zolfo nel più alto stato di ossidazione (+6), quindi l'acido solforico concentrato è un forte agente ossidante. Ecco come si ossidano alcuni non metalli:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Lei interagisce con metalli , situato nella serie di tensioni elettrochimiche dei metalli a destra dell'idrogeno (rame, argento, mercurio), con formazione di solfati, acqua e prodotti di riduzione dello zolfo. Soluzioni concentrate acido solforico non reagire con oro e platino a causa della loro bassa attività.
a) i metalli a bassa attività riducono l'acido solforico in anidride solforosa SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) con i metalli di attività intermedia, sono possibili reazioni con il rilascio di uno qualsiasi dei tre prodotti della riduzione dell'acido solforico:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) zolfo o idrogeno solforato possono essere rilasciati con metalli attivi:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) l'acido solforico concentrato non interagisce con alluminio, ferro, cromo, cobalto, nichel al freddo (cioè senza riscaldamento) - si verifica la passivazione di questi metalli. Pertanto l'acido solforico può essere trasportato in contenitori di ferro. Tuttavia, quando riscaldati, sia il ferro che l'alluminio possono interagire con esso:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
QUELLO. la profondità della riduzione dello zolfo dipende dalle proprietà riducenti dei metalli. I metalli attivi (sodio, potassio, litio) riducono l'acido solforico in idrogeno solforato, i metalli situati nell'intervallo di tensione dall'alluminio al ferro - allo zolfo libero e i metalli con meno attività - al biossido di zolfo.
Ottenere acidi
1. Gli acidi privi di ossigeno si ottengono sintetizzando composti di idrogeno di non metalli da sostanze semplici e quindi sciogliendo i prodotti risultanti in acqua
Non metallico + H 2 = Legame idrogeno del non metallico
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Gli ossiacidi si ottengono facendo reagire gli ossidi acidi con acqua.
Ossido acido + H 2 O = Ossacido
SO3 + H2O = H2SO4
3. La maggior parte degli acidi può essere ottenuta facendo reagire i sali con acidi.
Sale + Acido = Sale + Acido
2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4
Le basi sono sostanze complesse le cui molecole sono costituite da un atomo di metallo e uno o più gruppi idrossido.
Le basi sono elettroliti che si dissociano per formare cationi di elementi metallici e anioni idrossido.
Per esempio:
KON = K +1 + OH -1
6.Classificazione dei motivi:
1.Dal numero di gruppi idrossilici nella molecola:
a) · Monoacido, le cui molecole contengono un gruppo idrossido.
b) · Diacidi, le cui molecole contengono due gruppi idrossido.
c) · Triacidi, le cui molecole contengono tre gruppi idrossido.
2. Secondo la solubilità in acqua: solubile e insolubile.
7.Proprietà fisiche delle basi:
Tutte le basi inorganiche sono solide (eccetto l'idrossido di ammonio). Le basi hanno colori diversi: l'idrossido di potassio è bianco, l'idrossido di rame è blu, l'idrossido di ferro è rosso-marrone.
Solubile motivi formano soluzioni che sembrano saponose al tatto, da qui il nome di queste sostanze alcali.
Gli alcali formano solo 10 elementi del sistema periodico di elementi chimici di D.I. Mendeleev: 6 metalli alcalini - litio, sodio, potassio, rubidio, cesio, francio e 4 metalli alcalino-terrosi - calcio, stronzio, bario, radio.
8. Proprietà chimiche delle basi:
1. Le soluzioni acquose di alcali cambiano il colore degli indicatori. fenolftaleina - cremisi, arancio metilico - giallo. Ciò è garantito dalla libera presenza di gruppi idrossilici nella soluzione. Ecco perché le basi scarsamente solubili non danno una tale reazione.
2. Interagire :
a) con acidi: Base + Acido = Sale + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) con ossidi acidi: Alcali + Ossido acido = Sale + H 2 O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
c) con soluzioni: Soluzione lisciva + Soluzione salina = Nuova base + Nuovo sale
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4
d) con metalli anfoteri: Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2
Idrossidi anfoteri:
a) Reagire con acidi per formare sale e acqua:
Idrossido di rame(II) + 2HBr = CuBr2 + acqua.
B). Reagire con gli alcali: risultato - sale e acqua (condizione: fusione):
Zn(OH)2 + 2CsOH = sale + 2H2O.
V). Reagire con idrossidi forti: il risultato sono sali se la reazione avviene in soluzione acquosa: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Quando riscaldate, le basi insolubili in acqua si decompongono nell'ossido basico e nell'acqua:
Base insolubile = Ossido basico + H2O
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Sali – si tratta di prodotti di sostituzione incompleta degli atomi di idrogeno nelle molecole di acido con atomi di metallo oppure si tratta di prodotti di sostituzione di gruppi idrossido nelle molecole di base con residui acidi .
Sali- sono elettroliti che si dissociano per formare cationi dell'elemento metallico e anioni del residuo acido.
Per esempio:
K2CO3 = 2K+1 + CO32-
Classificazione:
Sali normali. Questi sono i prodotti della sostituzione completa degli atomi di idrogeno in una molecola acida con atomi non metallici, o i prodotti della sostituzione completa dei gruppi idrossido in una molecola base con residui acidi.
Sali acidi. Questi sono prodotti di sostituzione incompleta degli atomi di idrogeno nelle molecole di acidi polibasici con atomi di metallo.
Sali basici. Si tratta di prodotti di sostituzione incompleta dei gruppi idrossido in molecole di basi poliacide con residui acidi.
Tipi di sali:
Sali doppi- contengono due cationi diversi; sono ottenuti per cristallizzazione da una soluzione mista di sali con cationi diversi, ma gli stessi anioni.
Sali misti- contengono due anioni diversi.
Sali idratanti(idrati cristallini) - contengono molecole di acqua di cristallizzazione.
Sali complessi- contengono un catione complesso o un anione complesso.
Un gruppo speciale è costituito da sali di acidi organici, le cui proprietà differiscono significativamente dalle proprietà dei sali minerali. Alcuni di essi possono essere classificati come una classe speciale di sali organici, i cosiddetti liquidi ionici o altrimenti “sali liquidi”, sali organici con punto di fusione inferiore a 100 °C.
Proprietà fisiche:
La maggior parte dei sali sono solidi bianchi. Alcuni sali sono colorati. Ad esempio, dicromato di arancio di potassio, solfato di nichel verde.
Secondo la solubilità in acqua i sali si dividono in solubili in acqua, poco solubili in acqua e insolubili.
Proprietà chimiche:
I sali solubili in soluzioni acquose si dissociano in ioni:
1. I sali medi si dissociano in cationi metallici e anioni di residui acidi:
I sali acidi si dissociano in cationi metallici e anioni complessi:
KHSO3 = K + HSO3
· I metalli basici si dissociano in cationi complessi e anioni di residui acidi:
AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO
2. I sali interagiscono con i metalli per formare un nuovo sale e un nuovo metallo: Me(1) + Sale(1) = Me(2) + Sale(2)
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
3. Le soluzioni interagiscono con gli alcali Soluzione salina + soluzione alcalina = Nuovo sale + Nuova base:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl
4. I sali interagiscono con gli acidi Sale + Acido = Sale + Acido:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
5. I sali possono interagire tra loro Sale(1) + Sale(2) = Sale(3) + Sale(4):
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
6. I sali basici interagiscono con gli acidi Sale basico + Acido = Sale medio + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O
7. I sali acidi interagiscono con gli alcali Sale acido + Alcali = Sale medio + H 2 O:
NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O
8. Molti sali si decompongono quando riscaldati: MgCO 3 = MgO + CO 2
Rappresentanti dei sali e il loro significato:
I sali sono ampiamente utilizzati sia nella produzione che nella vita di tutti i giorni:
Sali dell'acido cloridrico. I cloruri più comunemente usati sono il cloruro di sodio e il cloruro di potassio.
Il cloruro di sodio (sale da cucina) viene isolato dall'acqua del lago e del mare e viene anche estratto nelle miniere di sale. Il sale da cucina viene utilizzato per il cibo. Nell'industria, il cloruro di sodio funge da materia prima per la produzione di cloro, idrossido di sodio e soda.
Il cloruro di potassio è utilizzato in agricoltura come fertilizzante di potassio.
Sali dell'acido solforico. In edilizia e in medicina è ampiamente utilizzato il gesso semiacquoso, ottenuto dalla cottura della roccia (solfato di calcio biidrato). Miscelato con acqua, indurisce rapidamente formando solfato di calcio diidrato, cioè gesso.
Il solfato di sodio decaidrato viene utilizzato come materia prima per la produzione di soda.
Sali dell'acido nitrico. I nitrati sono utilizzati principalmente come fertilizzanti in agricoltura. I più importanti sono il nitrato di sodio, il nitrato di potassio, il nitrato di calcio e il nitrato di ammonio. Di solito questi sali sono chiamati nitrati.
Tra gli ortofosfati il più importante è l'ortofosfato di calcio. Questo sale funge da componente principale dei minerali: fosforiti e apatiti. Fosforiti e apatiti vengono utilizzati come materie prime nella produzione di fertilizzanti fosfatici, come superfosfato e precipitato.
Sali dell'acido carbonico. Il carbonato di calcio viene utilizzato come materia prima per produrre calce.
Il carbonato di sodio (soda) viene utilizzato nella produzione del vetro e nella fabbricazione del sapone.
- Il carbonato di calcio si trova in natura anche sotto forma di calcare, gesso e marmo.
Il mondo materiale in cui viviamo e di cui siamo una piccola parte è uno e allo stesso tempo infinitamente diverso. L'unità e la diversità delle sostanze chimiche di questo mondo si manifesta più chiaramente nella connessione genetica delle sostanze, che si riflette nella cosiddetta serie genetica.
Genetico chiamare la connessione tra sostanze di classi diverse in base alle loro reciproche trasformazioni.
Se la base della serie genetica in chimica inorganica è costituita da sostanze formate da un elemento chimico, allora la base della serie genetica in chimica organica (chimica dei composti del carbonio) è costituita da sostanze con lo stesso numero di atomi di carbonio in la molecola.
Controllo della conoscenza:
1. Definire sali, basi, acidi, loro caratteristiche, principali reazioni caratteristiche.
2.Perché gli acidi e le basi si combinano nel gruppo degli idrossidi? Cosa hanno in comune e in cosa differiscono? Perché è necessario aggiungere gli alcali a una soluzione di sale di alluminio e non viceversa?
3. Compito: fornire esempi di equazioni di reazione che illustrano queste proprietà generali delle basi insolubili.
4. Compito: determinare lo stato di ossidazione degli atomi degli elementi metallici nelle formule fornite. Quale modello si può osservare tra i loro stati di ossidazione nell'ossido e nella base?
COMPITI A CASA:
Elaborare: L2.pp.162-172, rivisitazione degli appunti delle lezioni n. 5.
Annotare le equazioni delle possibili reazioni secondo gli schemi, indicare i tipi di reazioni: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl...;
d) Hg + HCl ... .
Dividere le sostanze in classi di composti. Formule delle sostanze: 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 , Cu2O, NO2
Lezione n. 6.
Argomento: metalli. Posizione degli elementi metallici nella tavola periodica. Trovare i metalli in natura. Metalli. Interazione dei metalli con i non metalli (cloro, zolfo e ossigeno).
Attrezzatura: tavola periodica degli elementi chimici, collezione dei metalli, serie di attività dei metalli.
Piano di studio dell'argomento
(elenco delle domande necessarie per studiare):
1. La posizione degli elementi - metalli nella tavola periodica, la struttura dei loro atomi.
2. I metalli come sostanze semplici. Legame metallico, reticoli cristallini metallici.
3. Proprietà fisiche generali dei metalli.
4. La prevalenza degli elementi metallici e dei loro composti in natura.
5. Proprietà chimiche degli elementi metallici.
6. Il concetto di corrosione.
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