Bruk av salpetersyre. Salpetersyre og nitrater. Bruk i landbruket
: monohydrat (HNO3-H20) og trihydrat (HNO3-3H20).
Fysiske og fysisk-kjemiske egenskaper
Fasediagram av en vandig løsning av salpetersyre.
Nitrogen i salpetersyre er fireverdig, oksidasjonstilstand +5. Salpetersyre er en fargeløs væske som ryker i luft, smeltepunkt -41,59 °C, kokepunkt +82,6 °C med delvis nedbrytning. Løseligheten av salpetersyre i vann er ikke begrenset. Vandige løsninger av HNO 3 med en massefraksjon på 0,95-0,98 kalles "rykende salpetersyre", med en massefraksjon på 0,6-0,7 - konsentrert salpetersyre. Danner en azeotrop blanding med vann (massefraksjon 68,4 %, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)
Når den krystalliseres fra vandige løsninger, danner salpetersyre krystallinske hydrater:
- monohydrat HNO 3 H 2 O, T pl = -37,62 °C
- trihydrat HNO 3 3H 2 O, T pl = -18,47 °C
Fast salpetersyre danner to krystallinske modifikasjoner:
- monoklinisk, romgruppe P 2 1/a, en= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, p = 90°, Z = 16;
Monohydratet danner krystaller av det ortorhombiske systemet, romgruppe P na2, en= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;
Tettheten av vandige løsninger av salpetersyre som en funksjon av konsentrasjonen er beskrevet av ligningen
der d er tettheten i g/cm³, c er massefraksjonen av syre. Denne formelen beskriver dårlig oppførselen til tetthet ved konsentrasjoner større enn 97 %.
Kjemiske egenskaper
Høykonsentrert HNO 3 er vanligvis brun i fargen på grunn av nedbrytningsprosessen som skjer i lyset:
Ved oppvarming spaltes salpetersyre i henhold til samme reaksjon. Salpetersyre kan destilleres (uten dekomponering) bare under redusert trykk (det angitte kokepunktet ved atmosfærisk trykk er funnet ved ekstrapolering).
c) fortrenger svake syrer fra deres salter:
Ved koking eller eksponering for lys brytes salpetersyre delvis ned:
Salpetersyre i enhver konsentrasjon viser egenskapene til en oksiderende syre, med nitrogen som reduseres til en oksidasjonstilstand fra +4 til -3. Reduksjonsdybden avhenger først og fremst av reduksjonsmidlets natur og konsentrasjonen av salpetersyre. Som en oksiderende syre interagerer HNO 3:
Nitrater
Salpetersyre er en sterk syre. Dens salter - nitrater - oppnås ved virkningen av HNO 3 på metaller, oksider, hydroksyder eller karbonater. Alle nitrater er svært løselige i vann. Nitration hydrolyseres ikke i vann.
Salter av salpetersyre spaltes irreversibelt når de varmes opp, og sammensetningen av nedbrytningsproduktene bestemmes av kationet:
a) nitrater av metaller plassert i spenningsserien til venstre for magnesium:
b) nitrater av metaller i spenningsområdet mellom magnesium og kobber:
c) nitrater av metaller plassert i spenningsserien til høyre:
Nitrater i vandige løsninger viser praktisk talt ingen oksiderende egenskaper, men ved høye temperaturer i fast tilstand er de sterke oksidasjonsmidler, for eksempel ved sammensmelting av faste stoffer:
Historisk informasjon
Metoden for å oppnå fortynnet salpetersyre ved tørr destillasjon av salpeter med alun og kobbersulfat ble tilsynelatende først beskrevet i avhandlingene til Jabir (Geber i latiniserte oversettelser) på 800-tallet. Denne metoden, med forskjellige modifikasjoner, hvorav den viktigste var erstatningen av kobbersulfat med jernsulfat, ble brukt i europeisk og arabisk alkymi frem til 1600-tallet.
På 1600-tallet foreslo Glauber en metode for å produsere flyktige syrer ved å reagere deres salter med konsentrert svovelsyre, inkludert salpetersyre fra kaliumnitrat, som gjorde det mulig å introdusere konsentrert salpetersyre i kjemisk praksis og studere dens egenskaper. Metode
Kjemiske egenskaper til salpetersyre
Salpetersyre er preget av egenskaper: vanlig med andre syrer og spesifikke:
KJEMISKE EGENSKAPER VANLIG MED ANDRE SYRER
1. Veldig sterk syre. Indikatorer i løsningen endrer farge til rødt.
Dissosieres nesten fullstendig i vandig løsning:
HNO 3 → H + + NO 3 -
Endringer i indikatorfarger i syrer2. Reagerer med basiske oksider
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. Reagerer med baser
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. Reagerer med salter, fortrenger svake syrer fra deres salter
2HNO 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaNO 3 + H 2 O + CO 2
2H + + 2NO3- + 2Na + + C O 3 2- → 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2
2 H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2
SPESIFIKKE EGENSKAPER TIL NITROGENSYRE
Salpetersyre er et sterkt oksidasjonsmiddel
N +5 → N +4 → N +2 → N +1 → Nei → N -3
N +5 + 8 e - → N -3 oksidasjonsmiddel, redusert.
1. Nedbrytes når den utsettes for lys og varme
4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
Brun gass dannes
2. Farger proteiner oransje-gul. (ved kontakt med huden på hendene - "xantoproteinreaksjon")
3. Reagerer med metaller.
Avhengig av syrekonsentrasjonen og posisjonen til metallet i N. Beketovs elektrokjemiske spenningsserie, kan det dannes forskjellige nitrogenholdige produkter.
Hydrogen frigjøres aldri ved interaksjon med metaller
HNO 3 + Meg= salt +H 2 O+ X
|
Alkalisk og jordalkali |
OPPDRAG OPPGAVER nr. 1. Utfør transformasjonene i henhold til skjemaet, navngi stoffene, for UHR med * lag en OM-balanse, og for** analyser RIO: NH 4 Cl** → NH 3 * → N 2 → NO → NO 2 → HNO 3 → NO 2 nr. 2. Utfør transformasjoner i henhold til diagrammet (se nøye hvor pilene er rettet): Ammoniumsalt ←Ammoniakk ←Litiumnitrid ←Nitrogen → Nitrogenoksid ( II )←Salpetersyre For ORR, kompiler en e-balanse; for RIO, komplette ioniske ligninger. nr. 3. Skriv reaksjonsligningene for samspillet mellom salpetersyre og følgende stoffer i molekylær og ionisk form: nr. 4. Skriv ned ligningene, lag en elektronisk balanse, angi prosessene for oksidasjon og reduksjon, oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel: nr. 5. Følg lenken, studer informasjonen på siden og se videoen, klikk "se opplevelse".
Dette er interessant: |
Introduksjon
Du er interessert i blomsterdyrking og kom til butikken for å kjøpe gjødsel til blomstene dine. Mens du gjennomgikk de forskjellige navnene og sammensetningene, la du merke til en flaske merket "Nitrogengjødsel." Vi leser sammensetningen: "Fosfor, kalsium, dette og det ... Salpetersyre? Hva slags dyr er dette?!" Vanligvis blir man kjent med salpetersyre i slike omgivelser. Og mange vil da ønske å vite mer om det. I dag skal jeg prøve å tilfredsstille din nysgjerrighet.
Definisjon
Salpetersyre (formel HNO 3) er en sterk monobasisk syre. I uoksidert tilstand ser det ut som på bilde 1. Under normale forhold er det en væske, men den kan omdannes til en fast aggregeringstilstand. Og i den ligner den krystaller som har et monoklinisk eller rombisk gitter.
Kjemiske egenskaper til salpetersyre
Den har evnen til å blande seg godt med vann, hvor nesten fullstendig dissosiasjon av denne syren til ioner skjer. Konsentrert salpetersyre er brun i fargen (bilde). Det er gitt av nedbrytningen til nitrogendioksid, vann og oksygen, som oppstår på grunn av sollys som faller på den. Varmer du det opp vil samme nedbrytning skje. Alle metaller reagerer med det, med unntak av tantal, gull og platinoider (ruthenium, rhodium, palladium, iridium, osmium og platina). Imidlertid kan kombinasjonen med saltsyre til og med løse opp noen av dem (dette er den såkalte "regia vodka"). Salpetersyre, med hvilken som helst konsentrasjon, kan fungere som et oksidasjonsmiddel. Mange organiske stoffer kan spontant antennes når de interagerer med det. Og noen metaller i denne syren vil passiveres. Når den utsettes for dem (så vel som når den reagerer med oksider, karbonater og hydroksider), danner salpetersyre sine salter, kalt nitrater. Sistnevnte løses godt opp i vann. Men nitrationer hydrolyseres ikke i den. Hvis du varmer opp saltene av denne syren, vil deres irreversible nedbrytning skje.
Kvittering
For å produsere salpetersyre oksideres syntetisk ammoniakk ved hjelp av platina-rhodium-katalysatorer for å produsere en blanding av salpetergasser, som deretter absorberes av vann. Det dannes også når kaliumnitrat og jernsulfat blandes og varmes opp.
applikasjon
Salpetersyre brukes til å produsere mineralgjødsel, eksplosiver og noen giftige stoffer. Den brukes til å etse trykkformer (etsebrett, magnesiumklisjeer osv.), og også til å surgjøre fargetoneløsninger for fotografier. Salpetersyre brukes til å produsere fargestoffer og medisiner, og den brukes også til å bestemme tilstedeværelsen av gull i gulllegeringer.
Fysiologiske effekter
Med tanke på graden av påvirkning av salpetersyre på kroppen, er den klassifisert som fareklasse 3 (middels farlig). Innånding av dampene fører til irritasjon av luftveiene. Når salpetersyre kommer i kontakt med huden, etterlater den mange langhelende sår. Områdene på huden der den kommer inn blir en karakteristisk gul farge (bilde). Vitenskapelig sett oppstår en xantoproteinreaksjon. Nitrogendioksid, som produseres når salpetersyre varmes opp eller dekomponeres i lys, er svært giftig og kan forårsake lungeødem.
Konklusjon
Salpetersyre er gunstig for mennesker i både fortynnet og ren tilstand. Men oftest finnes det i stoffer, mange av dem er sikkert kjent for deg (for eksempel nitroglyserin).
En monobasisk sterk syre, som er en fargeløs væske under standardforhold, som blir gul under lagring, kan være i fast tilstand, karakterisert ved to krystallinske modifikasjoner (monoklinisk eller rombisk gitter), ved temperaturer under minus 41,6 °C. Dette stoffet med den kjemiske formelen - HNO3 - kalles salpetersyre. Den har en molar masse på 63,0 g/mol, og dens tetthet tilsvarer 1,51 g/cm³.
Salpetersyre- etsende, giftig stoff og sterkt oksidasjonsmiddel. Siden middelalderen har navnet "sterkt vann" (Aqua fortis) vært kjent. Alkymister som oppdaget syren på 1200-tallet ga den dette navnet, overbevist om dens ekstraordinære egenskaper (den korroderte alle metaller unntatt gull), som var en million ganger større enn styrken til eddiksyre, som i disse dager ble ansett som den mest aktive . Men tre århundrer senere ble det funnet at til og med gull kan korroderes av en blanding av syrer som salpetersyre og saltsyre i et volumforhold på 1:3, som av denne grunn ble kalt "regiavann". Utseendet til en gul fargetone under lagring forklares av akkumulering av nitrogenoksider i den. På salg finner man ofte syre med en konsentrasjon på 68%, og når innholdet av hovedstoffet er mer enn 89%, kalles det "rykende".
Påføring av salpetersyre
Salpetersyre er mye brukt i industrien for å produsere medikamenter, fargestoffer, eksplosiver, nitrogengjødsel og salpetersyresalter. I tillegg brukes det til å løse opp metaller (f.eks. kobber, bly, sølv) som ikke reagerer med andre syrer. I smykker brukes det til å bestemme gull i en legering (dette er hovedmetoden).
I organisk syntese er en blanding av konsentrert salpetersyre og svovelsyre - en "nitrerende blanding" - mye brukt.
I metallurgien brukes salpetersyre til å løse opp og sylte metaller, samt til å skille gull og sølv. Salpetersyre brukes også i kjemisk industri, i produksjon av eksplosiver, og i produksjon av mellomprodukter for produksjon av syntetiske fargestoffer og andre kjemikalier.
Teknisk salpetersyre brukes i fornikling, galvanisering og forkroming av deler, samt i trykkeribransjen. Salpetersyre er mye brukt i meieri- og elektroindustrien.
Fremstilling av salpetersyre
Moderne industrielle metoder for å produsere salpetersyre er basert på katalytisk oksidasjon av ammoniakk med atmosfærisk oksygen. Ved beskrivelse av egenskapene til ammoniakk ble det antydet at det brenner i oksygen, og reaksjonsproduktene er vann og fritt nitrogen. Men i nærvær av katalysatorer kan oksidasjonen av ammoniakk med oksygen forløpe annerledes.
Hvis en blanding av ammoniakk og luft føres over en katalysator, skjer ved 750 °C og en viss sammensetning av blandingen nesten fullstendig omdannelse. Den resulterende NO omdannes lett til NO2, som, med vann i nærvær av atmosfærisk oksygen, produserer salpetersyre.
Platinabaserte legeringer brukes som katalysatorer for oksidasjon av ammoniakk. Salpetersyren oppnådd ved oksidasjon av ammoniakk har en konsentrasjon som ikke overstiger 60%. Ved behov konsentreres det.Industrien produserer fortynnet salpetersyre med en konsentrasjon på 55, 47 og 45%, og konsentrert salpetersyre - 98 og 97.
Salpetersyre- HNO3, oksygenholdig monobasisk sterk syre. Fast salpetersyre danner to krystallmodifikasjoner med monokliniske og ortorhombiske gitter. Salpetersyre blandes med vann i alle forhold. I vandige løsninger dissosieres det nesten fullstendig til ioner. Danner en azeotrop blanding med vann med en konsentrasjon på 68,4 % og kokepunkt 120 °C ved 1 atm. To faste hydrater er kjent: monohydrat (HNO3 H2O) og trihydrat (HNO3 3H2O).
Høykonsentrert HNO3 er vanligvis brun i fargen på grunn av nedbrytningsprosessen som skjer i lyset:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Ved oppvarming spaltes salpetersyre i henhold til samme reaksjon. Salpetersyre kan destilleres (uten dekomponering) bare under redusert trykk.
Salpetersyre er sterkt oksidasjonsmiddel , konsentrert salpetersyre oksiderer svovel til svovelsyre, og fosfor til fosforsyre; noen organiske forbindelser (for eksempel aminer og hydrazin, terpentin) antennes spontant ved kontakt med konsentrert salpetersyre.
Oksydasjonsgraden av nitrogen i salpetersyre er 4-5. HNO fungerer som et oksidasjonsmiddel og kan reduseres til ulike produkter:
Hvilke av disse stoffene som dannes, dvs. hvor dypt salpetersyre reduseres i et gitt tilfelle, avhenger av reduksjonsmidlets natur og av reaksjonsbetingelsene, først og fremst av konsentrasjonen av syren. Jo høyere konsentrasjonen av HNO er, desto mindre blir den redusert. Ved reaksjon med konsentrert syre frigjøres den oftest.
Ved reaksjon med fortynnet salpetersyre med lavaktive metaller, for eksempel med kobber frigjøres NO. I tilfelle av mer aktive metaller - jern, sink - dannes.
Høyt fortynnet salpetersyre reagerer med aktive metaller-sink, magnesium, aluminium - med dannelse av ammoniumion, som gir ammoniumnitrat med syre. Vanligvis dannes flere produkter samtidig.
Gull, noen platinagruppemetaller og tantal er inerte overfor salpetersyre over hele konsentrasjonsområdet, andre metaller reagerer med det, og reaksjonsforløpet bestemmes av konsentrasjonen. Dermed reagerer konsentrert salpetersyre med kobber for å danne nitrogendioksid, og fortynnet salpetersyre (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Mest metall c reagere med salpetersyre for å frigjøre nitrogenoksider i forskjellige oksidasjonstilstander eller blandinger derav; fortynnet salpetersyre, når den reagerer med aktive metaller, kan reagere for å frigjøre hydrogen og redusere nitrationen til ammoniakk.
Noen metaller (jern, krom, aluminium), som reagerer med fortynnet salpetersyre, passiveres av konsentrert salpetersyre og er motstandsdyktige mot dens virkning.
En blanding av salpetersyre og svovelsyre kalles "melange". Salpetersyre er mye brukt til å produsere nitroforbindelser.
En blanding av tre volumer saltsyre og ett volum salpetersyre kalles «regiavann». Aqua regia løser opp de fleste metaller, inkludert gull. Dens sterke oksiderende evner skyldes det resulterende atomære klor og nitrosylklorid:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Svovelsyre– tung oljeaktig væske som ikke har noen farge. Blandbar med vann i alle forhold.
Konsentrert svovelsyreabsorberer aktivt vann fra luften og fjerner det fra andre stoffer. Når organiske stoffer kommer inn i konsentrert svovelsyre, blir de forkullet, for eksempel papir:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Når konsentrert svovelsyre reagerer med sukker, dannes det en porøs karbonmasse, som ligner på en svart herdet svamp:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Kjemiske egenskaper for fortynnet og konsentrert svovelsyre er forskjellig.
Fortynne løsninger svovelsyre reagerer med metaller , plassert i den elektrokjemiske spenningsserien til venstre for hydrogen, med dannelse av sulfater og frigjøring av hydrogen.
Konsentrerte løsninger svovelsyre viser sterke oksiderende egenskaper på grunn av tilstedeværelsen i sine molekyler av et svovelatom i høyeste oksidasjonstilstand (+6), derfor er konsentrert svovelsyre et sterkt oksidasjonsmiddel. Dette er hvordan noen ikke-metaller oksiderer:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Hun samhandler med metaller , plassert i den elektrokjemiske spenningsserien av metaller til høyre for hydrogen (kobber, sølv, kvikksølv), med dannelse av sulfater, vann og svovelreduksjonsprodukter. Konsentrerte løsninger svovelsyre ikke reager med gull og platina på grunn av deres lave aktivitet.
a) lavaktive metaller reduserer svovelsyre til svoveldioksid SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) med metaller med middels aktivitet er reaksjoner mulige med frigjøring av hvilke som helst av de tre produktene av reduksjonen av svovelsyre:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) svovel eller hydrogensulfid kan frigjøres med aktive metaller:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) konsentrert svovelsyre interagerer ikke med aluminium, jern, krom, kobolt, nikkel i kulde (det vil si uten oppvarming) - passivering av disse metallene skjer. Derfor kan svovelsyre transporteres i jernbeholdere. Men når det varmes opp, kan både jern og aluminium samhandle med det:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
AT. dybden av svovelreduksjon avhenger av de reduserende egenskapene til metaller. Aktive metaller (natrium, kalium, litium) reduserer svovelsyre til hydrogensulfid, metaller som ligger i spenningsområdet fra aluminium til jern - til fritt svovel, og metaller med mindre aktivitet - til svoveldioksid.
Innhenting av syrer.
1. Oksygenfrie syrer oppnås ved å syntetisere hydrogenforbindelser av ikke-metaller fra enkle stoffer og deretter løse opp de resulterende produktene i vann
Ikke-metall + H 2 = Hydrogenbinding av ikke-metall
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Oksosyrer oppnås ved å reagere sure oksider med vann.
Surt oksid + H 2 O = Oksosyre
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. De fleste syrer kan fås ved å reagere salter med syrer.
Salt + Syre = Salt + Syre
2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4
Baser er komplekse stoffer hvis molekyler består av et metallatom og en eller flere hydroksidgrupper.
Baser er elektrolytter som dissosieres for å danne metallelementkationer og hydroksydanioner.
For eksempel:
KON = K +1 + OH -1
6. Klassifisering av grunner:
1. Etter antall hydroksylgrupper i molekylet:
a) · Monosyre, hvis molekyler inneholder én hydroksidgruppe.
b) · Disyrer, hvis molekyler inneholder to hydroksidgrupper.
c) · Trisyrer, hvis molekyler inneholder tre hydroksydgrupper.
2. I henhold til løselighet i vann: Løselig og Uløselig.
7. Fysiske egenskaper til baser:
Alle uorganiske baser er faste stoffer (unntatt ammoniumhydroksid). Basene har forskjellige farger: kaliumhydroksid er hvitt, kobberhydroksid er blått, jernhydroksid er rødbrunt.
Løselig begrunnelse danner løsninger som føles såpeaktige å ta på, og det er hvordan disse stoffene har fått navnet sitt alkali.
Alkalier danner bare 10 elementer av D.I. Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer: 6 alkalimetaller - litium, natrium, kalium, rubidium, cesium, francium og 4 jordalkalimetaller - kalsium, strontium, barium, radium.
8. Kjemiske egenskaper til baser:
1. Vandige løsninger av alkalier endrer fargen på indikatorer. fenolftalein - karmosinrød, metyloransje - gul. Dette sikres ved fri tilstedeværelse av hydroxogrupper i løsningen. Det er grunnen til at dårlig løselige baser ikke gir en slik reaksjon.
2. Samhandle :
a) med syrer: Base + Syre = Salt + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) med sure oksider: Alkali + Syreoksid = Salt + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
c) med løsninger: Lutløsning + Saltløsning = Ny base + Nytt salt
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4
d) med amfotere metaller: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Amfotere hydroksyder:
a) Reagerer med syrer for å danne salt og vann:
Kobber(II)hydroksid + 2HBr = CuBr2 + vann.
b). Reagere med alkalier: resultat - salt og vann (tilstand: fusjon):
Zn(OH)2 + 2CsOH = salt + 2H2O.
V). Reager med sterke hydroksyder: resultatet er salter hvis reaksjonen skjer i en vandig løsning: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Ved oppvarming spaltes baser som er uløselige i vann til det basiske oksidet og vann:
Uløselig base = basisk oksid + H2O
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Salter – dette er produkter av ufullstendig erstatning av hydrogenatomer i syremolekyler med metallatomer eller disse er produkter av erstatning av hydroksidgrupper i basemolekyler med sure rester .
Salter- dette er elektrolytter som dissosieres for å danne kationer av metallelementet og anioner av syreresten.
For eksempel:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
Klassifisering:
Vanlige salter. Dette er produktene av fullstendig erstatning av hydrogenatomer i et syremolekyl med ikke-metallatomer, eller produktene av fullstendig erstatning av hydroksydgrupper i et basemolekyl med sure rester.
Syresalter. Dette er produkter av ufullstendig erstatning av hydrogenatomer i molekylene til flerbasiske syrer med metallatomer.
Grunnleggende salter. Dette er produkter av ufullstendig erstatning av hydroksydgrupper i molekyler av polysyrebaser med sure rester.
Typer salter:
Doble salter- de inneholder to forskjellige kationer; de oppnås ved krystallisering fra en blandet løsning av salter med forskjellige kationer, men de samme anionene.
Blandede salter- de inneholder to forskjellige anioner.
Hydrater salter(krystallinske hydrater) - de inneholder molekyler av krystallvann.
Komplekse salter- de inneholder et komplekst kation eller et komplekst anion.
En spesiell gruppe består av salter av organiske syrer, hvis egenskaper skiller seg vesentlig fra egenskapene til mineralsalter. Noen av dem kan klassifiseres som en spesiell klasse av organiske salter, såkalte ioniske væsker eller på annen måte "flytende salter", organiske salter med et smeltepunkt under 100 °C.
Fysiske egenskaper:
De fleste salter er hvite faste stoffer. Noen salter er farget. For eksempel kaliumoransjedikromat, grønt nikkelsulfat.
Avhengig av løselighet i vann salter deles inn i løselig i vann, lett løselig i vann og uløselig.
Kjemiske egenskaper:
Løselige salter i vandige løsninger dissosieres til ioner:
1. Mediumsalter dissosieres til metallkationer og anioner av syrerester:
Syresalter dissosieres til metallkationer og komplekse anioner:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Grunnleggende metaller dissosieres til komplekse kationer og anioner av sure rester:
AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO
2. Salter interagerer med metaller for å danne et nytt salt og et nytt metall: Me(1) + Salt(1) = Me(2) + Salt(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Løsninger interagerer med alkalier Saltløsning + alkaliløsning = Nytt salt + Ny base:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl
4. Salter interagerer med syrer Salt + Syre = Salt + Syre:
BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl
5. Salter kan samhandle med hverandre Salt(1) + Salt(2) = Salt(3) + Salt(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Basiske salter interagerer med syrer Basisk salt + Syre = Middels salt + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Syresalter interagerer med alkalier Syresalt + Alkali = Middels salt + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Mange salter brytes ned ved oppvarming: MgCO 3 = MgO + CO 2
Representanter for salter og deres betydning:
Salter er mye brukt både i produksjon og i hverdagen:
Salter av saltsyre. De mest brukte kloridene er natriumklorid og kaliumklorid.
Natriumklorid (bordsalt) er isolert fra innsjø- og sjøvann, og utvinnes også i saltgruver. Bordsalt brukes til mat. I industrien fungerer natriumklorid som råstoff for produksjon av klor, natriumhydroksid og brus.
Kaliumklorid brukes i landbruket som kaliumgjødsel.
Salter av svovelsyre. I konstruksjon og medisin er semi-vandig gips, oppnådd ved avfyring av stein (kalsiumsulfatdihydrat), mye brukt. Når det blandes med vann, stivner det raskt og danner kalsiumsulfatdihydrat, det vil si gips.
Natriumsulfatdekahydrat brukes som råstoff for produksjon av brus.
Salter av salpetersyre. Nitrater brukes mest som gjødsel i landbruket. De viktigste av dem er natriumnitrat, kaliumnitrat, kalsiumnitrat og ammoniumnitrat. Vanligvis kalles disse saltene nitrat.
Av ortofosfatene er kalsiumortofosfat den viktigste. Dette saltet fungerer som hovedkomponenten i mineraler - fosforitter og apatitter. Fosforitter og apatitter brukes som råvarer i produksjonen av fosfatgjødsel, som superfosfat og bunnfall.
Salter av karbonsyre. Kalsiumkarbonat brukes som råstoff for å produsere kalk.
Natriumkarbonat (brus) brukes i glassproduksjon og i såpeproduksjon.
– Kalsiumkarbonat finnes også i naturen i form av kalkstein, kritt og marmor.
Den materielle verden vi lever i og som vi er en bitteliten del av er én og samtidig uendelig mangfoldig. Enheten og mangfoldet av de kjemiske stoffene i denne verden er tydeligst manifestert i den genetiske forbindelsen av stoffer, som gjenspeiles i den såkalte genetiske serien.
Genetisk kalle sammenhengen mellom stoffer av forskjellige klasser basert på deres gjensidige transformasjoner.
Hvis grunnlaget for den genetiske serien i uorganisk kjemi er bygd opp av stoffer dannet av ett kjemisk element, så er grunnlaget for den genetiske serien i organisk kjemi (kjemi av karbonforbindelser) bygd opp av stoffer med samme antall karbonatomer i molekylet.
Kunnskapskontroll:
1. Definer salter, baser, syrer, deres egenskaper, hovedkarakteristiske reaksjoner.
2.Hvorfor kombineres syrer og baser til gruppen hydroksyder? Hva har de til felles og hvordan er de forskjellige? Hvorfor må alkali tilsettes til en løsning av aluminiumsalt, og ikke omvendt?
3. Oppgave: Gi eksempler på reaksjonsligninger som illustrerer disse generelle egenskapene til uløselige baser.
4. Oppgave: Bestem oksidasjonstilstanden til atomer av metalliske grunnstoffer i de gitte formlene. Hvilket mønster kan observeres mellom deres oksidasjonstilstander i oksidet og basen?
HJEMMELEKSER:
Gjennomarbeid: L2.s.162-172, gjenfortelling av forelesningsnotater nr. 5.
Skriv ned likningene for mulige reaksjoner i henhold til diagrammene, angi reaksjonstyper: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ...;
d) Hg + HCl ... .
Del stoffer inn i klasser av forbindelser. Formler for stoffer: 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 , Cu20, NO2
Forelesning nr. 6.
Tema: Metaller. Plassering av metallelementer i det periodiske systemet. Finne metaller i naturen. Metaller. Interaksjon av metaller med ikke-metaller (klor, svovel og oksygen).
Utstyr: periodisk system for kjemiske elementer, samling av metaller, aktivitetsserie av metaller.
Tema studieplan
(liste over spørsmål som kreves for å studere):
1. Plasseringen av elementer - metaller i det periodiske systemet, strukturen til deres atomer.
2. Metaller som enkle stoffer. Metallbinding, metallkrystallgitter.
3. Generelle fysiske egenskaper til metaller.
4. Utbredelsen av metallelementer og deres forbindelser i naturen.
5. Kjemiske egenskaper til metallelementer.
6. Konseptet med korrosjon.
Laster inn...