Употреба на азотна киселина. Азотна киселина и нитрати. Употреба во земјоделството
: монохидрат (HNO 3 ·H 2 O) и трихидрат (HNO 3 · 3H 2 O).
Физички и физичко-хемиски својства
Фазен дијаграм на воден раствор на азотна киселина.
Азотот во азотна киселина е четиривалентен, оксидациона состојба +5. Азотна киселина е безбојна течност која испарува во воздухот, со точка на топење −41,59 °C, точка на вриење +82,6 °C со делумно распаѓање. Растворливоста на азотна киселина во вода не е ограничена. Водните раствори на HNO 3 со масена фракција од 0,95-0,98 се нарекуваат „испарена азотна киселина“, со масен удел од 0,6-0,7 - концентрирана азотна киселина. Формира азеотропна смеса со вода (масен дел 68,4%, г 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)
Кога се кристализира од водени раствори, азотна киселина формира кристални хидрати:
- монохидрат HNO 3 H 2 O, T pl = -37,62 °C
- трихидрат HNO 3 3H 2 O, T pl = -18,47 °C
Цврста азотна киселина формира две кристални модификации:
- моноклиника, вселенска група П 2 1/а, а= 1,623 nm, б= 0,857 nm, в= 0,631, β = 90°, Z = 16;
Монохидратот формира кристали на орторомбниот систем, вселенска група П na2, а= 0,631 nm, б= 0,869 nm, в= 0,544, Z = 4;
Густината на водените раствори на азотна киселина во функција на нејзината концентрација е опишана со равенката
каде што d е густината во g/cm³, c е масениот удел на киселината. Оваа формула слабо го опишува однесувањето на густината при концентрации поголеми од 97%.
Хемиски својства
Високо концентрираниот HNO 3 обично има кафеава боја поради процесот на распаѓање што се случува на светлина:
Кога се загрева, азотна киселина се распаѓа според истата реакција. Азотната киселина може да се дестилира (без распаѓање) само под намален притисок (наведената точка на вриење при атмосферски притисок се наоѓа со екстраполација).
в) ги поместува слабите киселини од нивните соли:
Кога врие или е изложена на светлина, азотна киселина делумно се распаѓа:
Азотната киселина во која било концентрација покажува својства на оксидирачка киселина, при што азот се намалува во состојба на оксидација од +4 до -3. Длабочината на редукција зависи првенствено од природата на редукционото средство и концентрацијата на азотна киселина. Како оксидирачка киселина, HNO 3 комуницира:
Нитрати
Азотна киселина е силна киселина. Неговите соли - нитрати - се добиваат со дејство на HNO 3 на метали, оксиди, хидроксиди или карбонати. Сите нитрати се многу растворливи во вода. Нитрат јон не се хидролизира во вода.
Солите на азотна киселина се распаѓаат неповратно кога се загреваат, а составот на производите на распаѓање го одредува катјонот:
а) нитрати на метали лоцирани во напонската серија лево од магнезиумот:
б) нитрати на метали лоцирани во напонскиот опсег помеѓу магнезиум и бакар:
в) нитрати на метали лоцирани во напонската серија десно:
Нитратите во водените раствори практично не покажуваат оксидирачки својства, но на високи температури во цврста состојба тие се силни оксидирачки агенси, на пример, при фузија на цврсти материи:
Историски информации
Начинот на добивање разредена азотна киселина со сува дестилација на шалитра со стипса и бакар сулфат очигледно првпат бил опишан во трактатите на Џабир (Гебер во латинизирани преводи) во 8 век. Овој метод, со различни модификации, од кои најзначајна е замена на бакар сулфат со железо сулфат, се користел во европската и арапската алхемија до 17 век.
Во 17 век, Глаубер предложил метод за производство на испарливи киселини со реакција на нивните соли со концентрирана сулфурна киселина, вклучително и азотна киселина од калиум нитрат, што овозможило воведување на концентрирана азотна киселина во хемиската практика и проучување на нејзините својства. Метод
Хемиски својства на азотна киселина
Азотната киселина се карактеризира со својства: заеднички со другите киселини и специфични:
ХЕМИСКИ СВОЈСТВА ЗАЕДНИЧКИ СО ДРУГИ КИСЕЛИНИ
1. Многу силна киселина. Индикаторите во неговото решение ја менуваат бојатадо црвено.
Речиси целосно се дисоцира во воден раствор:
HNO 3 → H + + NO 3 -
Промени во боите на индикаторите во киселините2. Реагира со основни оксиди
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. Реагира со бази
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. Реагира со соли, ги поместува слабите киселини од нивните соли
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
СПЕЦИФИЧНИ СВОЈСТВА НА АЗОТНА КИСЕЛИНА
Азотна киселина е силен оксидирачки агенс
Н +5 → Н +4 → Н +2 → Н +1 → N o → Н -3
Н +5 + 8 д - → Н -3 оксидирачки агенс, редуциран.
1. Се распаѓа кога е изложен на светлина и топлина
4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
Се формира кафеав гас
2. Бои протеини во портокалово-жолта боја. (во случај на контакт со кожата на рацете - "ксантопротеинска реакција")
3. Реагира со метали.
Во зависност од концентрацијата на киселината и положбата на металот во електрохемиската напонска серија на N. Beketov, може да се формираат различни производи што содржат азот.
Водородот никогаш не се ослободува при интеракција со метали
HNO 3 + Јас= сол +Х 2 О+ X
|
Алкална и алкална земја |
ЗАДАЧИ ЗА ДОДЕЛУВАЊЕ бр.1. Изведете ги трансформациите според шемата, наведете ги супстанциите, за UHR со * направете OM биланс и за** анализирајте RIO: NH 4 Cl**→ NH 3 * → N 2 → НЕ → НЕ 2 → HNO 3 → НЕ 2 бр.2. Изведете трансформации според дијаграмот (внимателно погледнете каде се насочени стрелките): Амониумова сол ←Амонијак ←Литиум нитрид ←Азот → Азотен оксид ( II )←Азотна киселина За ORR, составете е-баланс, за RIO, комплетни јонски равенки. бр. 3. Напиши ги равенките на реакцијата за интеракцијата на азотна киселина со следните супстанции во молекуларна и јонска форма: бр. 4. Запишете ги равенките, составете електронска рамнотежа, означете ги процесите на оксидација и редукција, оксидирачки агенс и редукционо средство: бр.5. Следете ја врската, проучете ги информациите на страницата и погледнете го видеото, кликнете на „гледање искуство“.
Ова е интересно: |
Вовед
Вие сте заинтересирани за цвеќарство и дојдовте во продавницата да купите ѓубриво за вашите цвеќиња. Додека ги разгледувавте различните имиња и состави, забележавте шише со ознака „Азотно ѓубриво“. Го читаме неговиот состав: „Фосфор, калциум, ова и она... Азотна киселина? Какво животно е ова?!“ Обично во таква средина се запознава со азотна киселина. И многумина ќе сакаат да дознаат повеќе за тоа. Денес ќе се обидам да ја задоволам вашата љубопитност.
Дефиниција
Азотна киселина (формула HNO 3) е силна монобазна киселина. Во неоксидирана состојба, изгледа како на фотографијата 1. Во нормални услови, таа е течност, но може да се претвори во цврста состојба на агрегација. И во него наликува на кристали кои имаат моноклинична или ромбична решетка.
Хемиски својства на азотна киселина
Има способност добро да се меша со вода, каде што се случува речиси целосна дисоцијација на оваа киселина во јони. Концентрираната азотна киселина има кафеава боја (фото). Тоа е обезбедено со распаѓање на азот диоксид, вода и кислород, што настанува поради сончевата светлина што паѓа врз него. Ако го загреете, ќе дојде до истото распаѓање. Сите метали реагираат со него, со исклучок на тантал, злато и платиноиди (рутениум, родиум, паладиум, иридиум, осмиум и платина). Сепак, неговата комбинација со хлороводородна киселина може дури и да раствори некои од нив (ова е таканаречената „регија вотка“). Азотна киселина, која има каква било концентрација, може да дејствува како оксидирачки агенс. Многу органски материи можат спонтано да се запалат при интеракција со нив. И некои метали во оваа киселина ќе бидат пасивирани. Кога се изложени на нив (како и кога реагира со оксиди, карбонати и хидроксиди), азотна киселина ги формира своите соли, наречени нитрати. Вторите добро се раствораат во вода. Но, нитратните јони не се хидролизираат во него. Ако ги загреете солите на оваа киселина, ќе дојде до нивно неповратно распаѓање.
Потврда
За производство на азотна киселина, синтетичкиот амонијак се оксидира со помош на платина-родиумски катализатори за да се произведе мешавина од азотни гасови, кои последователно се апсорбираат од водата. Исто така, се формира кога калиум нитрат и железо сулфат се мешаат и загреваат.
Апликација
Азотна киселина се користи за производство на минерални ѓубрива, експлозиви и некои токсични материи. Се користи за гравирање на печатарски форми (табли за офорт, клишеа со магнезиум итн.), а исто така и за закиселување на растворите за нијансирање на фотографии. Азотна киселина се користи за производство на бои и лекови, а се користи и за одредување на присуството на злато во легурите на злато.
Физиолошки ефекти
Со оглед на степенот на влијание на азотна киселина врз телото, таа е класифицирана како класа на опасност 3 (умерено опасна). Вдишувањето на неговите пареи доведува до иритација на респираторниот тракт. Кога азотна киселина доаѓа во контакт со кожата, таа остава многу чирови кои долго заздравуваат. Областите на кожата каде што влегува стануваат карактеристична жолта боја (фото). Научно гледано, се јавува реакција на ксантопротеин. Азотниот диоксид, кој се произведува кога азотна киселина се загрева или се распаѓа на светлина, е многу токсичен и може да предизвика пулмонален едем.
Заклучок
Азотната киселина е корисна за луѓето и во разредена и во чиста состојба. Но, најчесто се наоѓа во супстанции, од кои многу веројатно ви се познати (на пример, нитроглицерин).
Монобазна силна киселина, која е безбојна течност во стандардни услови, која пожолтува за време на складирањето, може да биде во цврста состојба, која се карактеризира со две кристални модификации (моноклинична или ромбична решетка), на температури под минус 41,6 °C. Оваа супстанца со хемиска формула - HNO3 - се нарекува азотна киселина. Има моларна маса од 63,0 g/mol, а неговата густина одговара на 1,51 g/cm³.
Азотна киселина- корозивна, токсична супстанција и силно оксидирачко средство. Од средниот век, познато е името „силна вода“ (Aqua fortis). Алхемичарите кои ја откриле киселината во 13 век и го дале ова име, убедени во нејзините извонредни својства (ги кородираше сите метали освен златото), кои беа милион пати поголеми од јачината на оцетната киселина, која во тие денови се сметаше за најактивната . Но, три века подоцна беше откриено дека дури и златото може да се кородира со мешавина на киселини како што се азотна и хлороводородна во волуменски сооднос 1:3, што поради оваа причина беше наречена „aqua regia“. Појавата на жолта нијанса за време на складирањето се објаснува со акумулацијата на азотни оксиди во неа. На продажба, киселината често се наоѓа со концентрација од 68%, а кога содржината на главната супстанција е повеќе од 89%, тоа се нарекува „испарување“.
Примена на азотна киселина
Азотната киселина е широко користена во индустријата за производство на лекови, бои, експлозиви, азотни ѓубрива и соли на азотна киселина. Покрај тоа, се користи за растворање на метали (на пр. бакар, олово, сребро) кои не реагираат со други киселини. Во накитот се користи за одредување на злато во легура (ова е главниот метод).
Во органската синтеза, широко се користи мешавина од концентрирана азотна киселина и сулфурна киселина - „нитрирачка смеса“.
Во металургијата, азотна киселина се користи за растворање и кисела метали, како и за одвојување на златото и среброто. Азотната киселина се користи и во хемиската индустрија, во производството на експлозиви и во производството на меѓупроизводи за производство на синтетички бои и други хемикалии.
Техничката азотна киселина се користи во никелирање, галванизација и хромирање на делови, како и во печатарската индустрија. Азотната киселина е широко користена во млечната и електричната индустрија.
Подготовка на азотна киселина
Современите индустриски методи за производство на азотна киселина се засноваат на каталитичка оксидација на амонијак со атмосферски кислород. При опишувањето на својствата на амонијакот, беше наведено дека тој гори во кислород, а продуктите на реакцијата се вода и слободен азот. Но, во присуство на катализатори, оксидацијата на амонијакот со кислород може да продолжи поинаку.
Ако мешавина од амонијак и воздух се помине преку катализатор, тогаш на 750 °C и одреден состав на смесата, се случува речиси целосна конверзија. Добиениот NO лесно се трансформира во NO2, кој, со вода во присуство на атмосферски кислород, произведува азотна киселина.
Легурите на база на платина се користат како катализатори за оксидација на амонијак. Азотна киселина добиена со оксидација на амонијак има концентрација не поголема од 60%. По потреба се концентрира Во индустријата се произведува разредена азотна киселина со концентрација од 55, 47 и 45%, а концентрирана азотна киселина - 98 и 97.
Азотна киселина- HNO3, монобазна силна киселина која содржи кислород. Цврста азотна киселина формира две кристални модификации со моноклинични и орторомбни решетки. Азотна киселина се меша со вода во кој било сооднос. Во водени раствори, речиси целосно се дисоцира во јони. Формира азеотропна смеса со вода со концентрација од 68,4% и точка на вриење 120 °C на 1 атм. Познати се два цврсти хидрати: монохидрат (HNO3 H2O) и трихидрат (HNO3 3H2O).
Високо концентрираниот HNO3 обично има кафеава боја поради процесот на распаѓање што се случува на светлина:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Кога се загрева, азотна киселина се распаѓа според истата реакција. Азотната киселина може да се дестилира (без распаѓање) само под намален притисок.
Азотна киселина е силно оксидирачко средство , концентрирана азотна киселина оксидира сулфур во сулфурна киселина и фосфор во фосфорна киселина; некои органски соединенија (на пример, амини и хидразин, терпентин) спонтано се запалат при контакт со концентрирана азотна киселина.
Степенот на оксидација на азот во азотна киселина е 4-5. Дејствувајќи како оксидирачки агенс, HNO може да се редуцира на различни производи:
Која од овие супстанции е формирана, т.е. колку длабоко се намалува азотна киселина во даден случај, зависи од природата на редукционото средство и од условите на реакцијата, пред се од концентрацијата на киселината. Колку е поголема концентрацијата на HNO, толку помалку длабоко се намалува. При реакција со концентрирана киселина најчесто се ослободува.
При реакција со разредена азотна киселина со ниско-активни метали, на пример, со бакар, NO се ослободува. Во случај на поактивни метали - железо, цинк - се формира.
Високо разредена азотна киселина реагира со активни метали-цинк, магнезиум, алуминиум - со формирање на амониум јон, кој дава амониум нитрат со киселина. Обично неколку производи се формираат истовремено.
Златото, некои метали од платинската група и танталот се инертни на азотна киселина во целиот опсег на концентрација, други метали реагираат со него, а текот на реакцијата се одредува според неговата концентрација. Така, концентрираната азотна киселина реагира со бакар за да формира азот диоксид и разредена азотна киселина (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Најмногу металв реагираат со азотна киселина за ослободување на азотни оксиди во различни состојби на оксидација или нивни мешавини; разредената азотна киселина, кога реагира со активни метали, може да реагира за ослободување на водород и да го намали нитратниот јон во амонијак.
Некои метали (железо, хром, алуминиум), кои реагираат со разредена азотна киселина, се пасивираат со концентрирана азотна киселина и се отпорни на нејзините ефекти.
Мешавината од азотни и сулфурни киселини се нарекува „меланж“. Азотната киселина е широко користена за производство на нитро соединенија.
Мешавината од три тома на хлороводородна киселина и еден волумен на азотна киселина се нарекува „aqua regia“. Aqua regia ги раствора повеќето метали, вклучувајќи го и златото. Нејзините силни оксидирачки способности се должат на добиениот атомски хлор и нитросил хлорид:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Сулфурна киселина– тешка мрсна течност која нема боја. Се меша со вода во кој било сооднос.
Концентрирана сулфурна киселинаактивно ја апсорбира водата од воздухот и ја отстранува од другите супстанции. Кога органските материи влегуваат во концентрирана сулфурна киселина, тие стануваат јагленисани, на пример, хартија:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Кога концентрирана сулфурна киселина реагира со шеќер, се формира порозна јаглеродна маса, слична на црн стврднат сунѓер:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Хемиски својства на разредена и концентрирана сулфурна киселинасе различни.
Разредете раствориреагираат на сулфурна киселина со метали , кој се наоѓа во електрохемиската напонска серија лево од водородот, со формирање на сулфати и ослободување на водород.
Концентрирани растворисулфурната киселина покажува силни оксидирачки својства поради присуството во нејзините молекули на атом на сулфур во највисока состојба на оксидација (+6), затоа концентрираната сулфурна киселина е силно оксидирачко средство. Еве како оксидираат некои неметали:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Таа комуницира со метали , кој се наоѓа во електрохемиската напонска серија на метали десно од водородот (бакар, сребро, жива), со формирање на сулфати, вода и производи за намалување на сулфурот. Концентрирани раствори сулфурна киселина не реагирај со злато и платина поради нивната мала активност.
а) ниско-активни метали ја намалуваат сулфурната киселина во сулфур диоксид SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
б) со метали со средна активност, можни се реакции со ослободување на кој било од трите производи на редукција на сулфурна киселина:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
в) сулфур или водород сулфид може да се ослободи со активни метали:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
г) концентрирана сулфурна киселина не комуницира со алуминиум, железо, хром, кобалт, никел на студ (односно, без загревање) - се јавува пасивација на овие метали. Затоа, сулфурната киселина може да се транспортира во железни контејнери. Меѓутоа, кога се загрева, и железото и алуминиумот можат да комуницираат со него:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
ТОА. длабочината на редукцијата на сулфурот зависи од редукционите својства на металите. Активните метали (натриум, калиум, литиум) ја намалуваат сулфурната киселина до водород сулфид, металите лоцирани во напонскиот опсег од алуминиум до железо - до слободен сулфур, а металите со помала активност - до сулфур диоксид.
Добивање киселини.
1. Киселините без кислород се добиваат со синтеза на водородни соединенија на неметали од едноставни материи и потоа растворање на добиените производи во вода
Неметал + H 2 = Водородна врска на неметал
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Оксокиселините се добиваат со реакција на киселинските оксиди со вода.
Киселински оксид + H 2 O = Оксокиселина
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Повеќето киселини може да се добијат со реакција на соли со киселини.
Сол + Киселина = Сол + Киселина
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Базите се сложени супстанции чии молекули се состојат од метален атом и една или повеќе групи на хидроксид.
Базите се електролити кои се дисоцираат и формираат катјони на метални елементи и анјони на хидроксид.
На пример:
KON = K +1 + OH -1
6.Класификација на основите:
1. Според бројот на хидроксилни групи во молекулата:
а) · Монокиселина, чии молекули содржат една хидроксидна група.
б) · Диациди, чии молекули содржат две групи на хидроксид.
в) · Тријациди, чии молекули содржат три групи на хидроксид.
2. Според растворливоста во вода: Растворлив и нерастворлив.
7. Физички својства на базите:
Сите неоргански бази се цврсти материи (освен амониум хидроксид). Основите имаат различни бои: калиум хидроксид е бел, бакар хидроксид е син, железен хидроксид е црвено-кафеав.
Растворлив основи формираат раствори кои се чувствуваат како сапуница на допир, така што овие супстанции го добиле своето име алкали.
Алкалите формираат само 10 елементи од периодичниот систем на хемиски елементи на Д.И. Менделеев: 6 алкални метали - литиум, натриум, калиум, рубидиум, цезиум, франциум и 4 земноалкални метали - калциум, стронциум, бариум, радиум.
8. Хемиски својства на базите:
1. Водните раствори на алкали ја менуваат бојата на индикаторите. фенолфталеин - темноцрвена, метил портокалова - жолта. Ова е обезбедено со слободното присуство на хидроксо групи во растворот. Затоа слабо растворливите бази не даваат таква реакција.
2. Интеракција :
а) со киселини: База + Киселина = Сол + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
б) со киселински оксиди:Алкал + Киселински оксид = Сол + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
в) со решенија:Раствор на луга + Солен раствор = Нова основа + Нова сол
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
г) со амфотерични метали: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Амфотерични хидроксиди:
а) Реагирајте со киселини за да формирате сол и вода:
Бакар(II) хидроксид + 2HBr = CuBr2 + вода.
б). Реагирајте со алкалии: резултат - сол и вода (состојба: фузија):
Zn(OH)2 + 2CsOH = сол + 2H2O.
V). Реагирајте со силни хидроксиди: резултатот е соли ако реакцијата се случи во воден раствор: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Кога се загреваат, базите кои се нерастворливи во вода се распаѓаат на основен оксид и вода:
Нерастворлива база = основен оксид + H2O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Соли - тоа се производи на нецелосна замена на атоми на водород во киселински молекули со атоми на метал или тоа се производи на замена на групи на хидроксид во базни молекули со киселински остатоци .
Соли- ова се електролити кои се дисоцираат и формираат катјони на металниот елемент и анјони на киселинскиот остаток.
На пример:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
Класификација:
Нормални соли. Тоа се производи на целосна замена на атоми на водород во киселинска молекула со атоми неметални или производи на целосна замена на хидроксидните групи во базната молекула со киселински остатоци.
Киселински соли. Тоа се производи на нецелосна замена на атомите на водород во молекулите на полибазни киселини со атоми на метал.
Основни соли.Станува збор за производи на нецелосна замена на хидроксидните групи во молекулите на поликиселите бази со киселински остатоци.
Видови соли:
Двојни соли- содржат два различни катјони, се добиваат со кристализација од мешан раствор на соли со различни катјони, но исти анјони.
Мешани соли- содржат два различни анјони.
Хидратни соли(кристални хидрати) - содржат молекули на вода за кристализација.
Комплексни соли- содржат сложен катјон или сложен анјон.
Посебна група се состои од соли на органски киселини, чии својства значително се разликуваат од својствата на минералните соли. Некои од нив може да се класифицираат како посебна класа на органски соли, таканаречени јонски течности или на друг начин „течни соли“, органски соли со точка на топење под 100 °C.
Физички својства:
Повеќето соли се бели цврсти материи. Некои соли се обоени. На пример, калиум портокал дихромат, зелен никел сулфат.
Според растворливоста во водасолите се поделени на растворливи во вода, малку растворливи во вода и нерастворливи.
Хемиски својства:
Растворливите соли во водени раствори се дисоцираат во јони:
1. Средните соли се дисоцираат во метални катјони и анјони на киселински остатоци:
Киселините соли се дисоцираат во метални катјони и сложени анјони:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Основните метали се дисоцираат во сложени катјони и анјони на киселински остатоци:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Солите комуницираат со металите за да формираат нова сол и нов метал: Me(1) + Salt(1) = Me(2) + Salt(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Растворите влегуваат во интеракција со алкалите Солен раствор + алкален раствор = нова сол + нова база:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Солите комуницираат со киселините Сол + Киселина = Сол + Киселина:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Солите можат да комуницираат една со друга Сол(1) + Сол(2) = Сол(3) + Сол(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Основните соли комуницираат со киселините Основна сол + Киселина = Средна сол + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Киселините соли влегуваат во интеракција со алкалите Киселинска сол + Алкал = Средна сол + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Многу соли се распаѓаат кога се загреваат: MgCO 3 = MgO + CO 2
Претставници на соли и нивното значење:
Солите широко се користат и во производството и во секојдневниот живот:
Соли на хлороводородна киселина. Најчесто користени хлориди се натриум хлорид и калиум хлорид.
Натриум хлоридот (готвената сол) е изолиран од езерската и морската вода, а се ископува и во рудниците за сол. Кујнската сол се користи за храна. Во индустријата, натриум хлоридот служи како суровина за производство на хлор, натриум хидроксид и сода.
Калиум хлоридот се користи во земјоделството како калиумово ѓубриво.
Соли на сулфурна киселина. Во градежништвото и медицината, широко се користи полуводен гипс, добиен со печење карпи (калциум сулфат дихидрат). Кога се меша со вода, брзо се стврднува и формира калциум сулфат дихидрат, односно гипс.
Натриум сулфат декахидрат се користи како суровина за производство на сода.
Соли на азотна киселина. Нитратите најчесто се користат како ѓубрива во земјоделството. Најважни од нив се натриум нитрат, калиум нитрат, калциум нитрат и амониум нитрат. Обично овие соли се нарекуваат нитрати.
Од ортофосфатите, најважен е калциум ортофосфатот. Оваа сол служи како главна компонента на минералите - фосфорити и апатити. Фосфоритите и апатитите се користат како суровини во производството на фосфатни ѓубрива, како што се суперфосфат и талог.
Соли на јаглеродна киселина. Калциум карбонат се користи како суровина за производство на вар.
Натриум карбонат (сода) се користи во производството на стакло и во производството на сапун.
- Калциум карбонатот го има и во природата во вид на варовник, креда и мермер.
Материјалниот свет во кој живееме и чиј мал дел сме ние е еден и во исто време бескрајно разновиден. Единството и разновидноста на хемиските супстанции на овој свет најјасно се манифестираат во генетската поврзаност на супстанциите, што се рефлектира во таканаречената генетска серија.
Генетскија нарекуваат врската помеѓу супстанции од различни класи врз основа на нивните меѓусебни трансформации.
Ако основата на генетската серија во неорганската хемија е составена од супстанции формирани од еден хемиски елемент, тогаш основата на генетската серија во органската хемија (хемија на јаглеродни соединенија) е составена од супстанции со ист број јаглеродни атоми во молекулата.
Контрола на знаење:
1. Дефинирајте соли, бази, киселини, нивните карактеристики, главни карактеристични реакции.
2. Зошто киселините и базите се комбинираат во групата хидроксиди? Што имаат заедничко и како се разликуваат? Зошто треба да се додаде алкал во раствор од алуминиумска сол, а не обратно?
3. Задача: Наведете примери на равенки за реакција кои ги илустрираат овие општи својства на нерастворливите бази.
4. Задача: Одреди ја оксидационата состојба на атомите на металните елементи во дадените формули. Каква шема може да се забележи помеѓу нивните оксидациони состојби во оксидот и основата?
ДОМАШНА РАБОТА:
Работи преку: L2.стр.162-172, прераскажување на белешки за предавање бр.5.
Запиши ги равенките на можните реакции според дијаграмите, означи ги видовите реакции: а) HCl + CaO ... ;
б) HCl + Al(OH) 3 ...;
в) Mg + HCl ...;
г) Hg + HCl ... .
Поделете ги супстанциите во класи на соединенија.Формули на супстанции: 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
Предавање бр.6.
Тема: Метали. Позиција на металните елементи во периодниот систем. Пронаоѓање метали во природата. Метали.Интеракција на метали со неметали (хлор, сулфур и кислород).
Опрема: периодичен систем на хемиски елементи, збирка на метали, серија на активности на метали.
План за проучување на тема
(список на прашања потребни за учење):
1. Положбата на елементите - металите во периодниот систем, структурата на нивните атоми.
2. Металите како едноставни материи. Метална врска, метални кристални решетки.
3. Општи физички својства на металите.
4. Распространетоста на металните елементи и нивните соединенија во природата.
5. Хемиски својства на метални елементи.
6. Концептот на корозија.
Се вчитува...