Përdorimi i acidit nitrik. Acidi nitrik dhe nitratet. Përdorimi në bujqësi
: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) dhe trihidrat (HNO 3 · 3H 2 O).
Vetitë fizike dhe fiziko-kimike
Diagrami i fazës së një tretësire ujore të acidit nitrik.
Azoti në acidin nitrik është katërvalent, gjendja e oksidimit +5. Acidi nitrik është një lëng pa ngjyrë që tymi në ajër, me pikë shkrirjeje -41,59 °C, me pikë vlimi +82,6 °C me dekompozim të pjesshëm. Tretshmëria e acidit nitrik në ujë nuk është e kufizuar. Tretësirat ujore të HNO 3 me një fraksion masiv prej 0,95-0,98 quhen "acid nitrik i tymosur", me një fraksion masiv prej 0,6-0,7 - acid nitrik i përqendruar. Formon një përzierje azeotropike me ujë (pjesa në masë 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)
Kur kristalizohet nga tretësirat ujore, acidi nitrik formon hidrate kristalore:
- monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl = -37,62 °C
- trihidrat HNO 3 3H 2 O, T pl = -18,47 °C
Acidi nitrik i ngurtë formon dy modifikime kristalore:
- monoklinike, grup hapësinor P 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, β = 90°, Z = 16;
Monohidrati formon kristale të sistemit ortorhombik, grup hapësinor P na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;
Dendësia e tretësirave ujore të acidit nitrik në funksion të përqendrimit të tij përshkruhet nga ekuacioni
ku d është dendësia në g/cm³, c është pjesa masive e acidit. Kjo formulë përshkruan dobët sjelljen e densitetit në përqendrime më të mëdha se 97%.
Vetitë kimike
HNO 3 shumë i koncentruar zakonisht ka ngjyrë kafe për shkak të procesit të dekompozimit që ndodh në dritë:
Kur nxehet, acidi nitrik dekompozohet sipas të njëjtit reaksion. Acidi nitrik mund të distilohet (pa dekompozim) vetëm nën presion të reduktuar (pika e treguar e vlimit në presionin atmosferik gjendet me ekstrapolim).
c) zhvendos acidet e dobëta nga kripërat e tyre:
Kur zien ose ekspozohet ndaj dritës, acidi nitrik dekompozohet pjesërisht:
Acidi nitrik në çdo përqendrim shfaq vetitë e një acidi oksidues, ku azoti reduktohet në një gjendje oksidimi nga +4 në -3. Thellësia e reduktimit varet kryesisht nga natyra e agjentit reduktues dhe përqendrimi i acidit nitrik. Si një acid oksidues, HNO 3 ndërvepron:
Nitratet
Acidi nitrik është një acid i fortë. Kripërat e tij - nitratet - fitohen nga veprimi i HNO 3 në metale, okside, hidrokside ose karbonate. Të gjitha nitratet janë shumë të tretshme në ujë. Joni i nitratit nuk hidrolizohet në ujë.
Kripërat e acidit nitrik dekompozohen në mënyrë të pakthyeshme kur nxehen, dhe përbërja e produkteve të dekompozimit përcaktohet nga kationi:
a) nitratet e metaleve të vendosura në serinë e tensionit në të majtë të magnezit:
b) nitratet e metaleve të vendosura në intervalin e tensionit midis magnezit dhe bakrit:
c) nitratet e metaleve të vendosura në serinë e tensionit në të djathtë:
Nitratet në tretësirat ujore praktikisht nuk shfaqin veti oksiduese, por në temperatura të larta në gjendje të ngurtë ato janë agjentë të fortë oksidues, për shembull, kur shkrihen lëndë të ngurta:
Informacion historik
Metoda e marrjes së acidit nitrik të holluar me distilim të thatë të kripës me shap dhe sulfat bakri u përshkrua për herë të parë në traktatet e Xhabirit (Geber në përkthime të latinizuara) në shekullin e 8-të. Kjo metodë, me modifikime të ndryshme, ndër të cilat më domethënëse ishte zëvendësimi i sulfatit të bakrit me sulfat hekuri, u përdor në alkiminë evropiane dhe arabe deri në shekullin e 17-të.
Në shekullin e 17-të, Glauber propozoi një metodë për prodhimin e acideve të avullueshme duke reaguar kripërat e tyre me acid sulfurik të përqendruar, duke përfshirë acidin nitrik nga nitrati i kaliumit, i cili bëri të mundur futjen e acidit nitrik të përqendruar në praktikën kimike dhe studimin e vetive të tij. Metoda
Vetitë kimike të acidit nitrik
Acidi nitrik karakterizohet nga vetitë: e zakonshme me acidet e tjera dhe specifike:
VETITË KIMIKE TË PËRBASHKËTA ME ACIDE TË TJERA
1. Acid shumë i fortë. Treguesit në zgjidhjen e tij ndryshojnë ngjyrën në të kuqe.
Shkëputet pothuajse plotësisht në tretësirën ujore:
HNO 3 → H + + NO 3 -
Ndryshimet në ngjyrat e treguesve në acide2. Reagon me oksidet bazike
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. Reagon me baza
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. Reagon me kripërat, zhvendos acidet e dobëta nga kripërat e tyre
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
VETITË SPECIFIKE TË ACIDIT NITRIK
Acidi nitrik është një agjent i fortë oksidues
N +5 → N +4 → N +2 → N +1 → Nr → N -3
N +5 + 8 e - → N -3 agjent oksidues, i reduktuar.
1. Zbërthehet kur ekspozohet ndaj dritës dhe nxehtësisë
4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
Formohet gaz kafe
2. Ngjyros proteinat portokalli-verdhë. (në rast kontakti me lëkurën e duarve - "reagimi i ksantoproteinës")
3. Reagon me metale.
Në varësi të përqendrimit të acidit dhe pozicionit të metalit në serinë e tensionit elektrokimik të N. Beketov, mund të formohen produkte të ndryshme që përmbajnë azot.
Hidrogjeni nuk lirohet kurrë kur bashkëvepron me metalet
HNO 3 + Unë= kripë +H 2 O+ X
|
Toka alkaline dhe alkaline |
DETYRAT E DETYRAVE nr 1. Kryeni transformimet sipas skemës, emërtoni substancat, për UHR me * bëni një bilanc OM dhe për** analizoni RIO: NH 4 Cl**→ NH 3 * → N 2 → JO → JO 2 → HNO 3 → JO 2 nr 2. Kryeni transformimet sipas diagramit (shikoni me kujdes ku janë drejtuar shigjetat): Kripë amoniumi ←Amoniaku ←Nitridi i litiumit ←Azoti → Oksidi nitrik ( II )←Acidi nitrik Për ORR, përpiloni një e-balancë; për RIO, ekuacione të plota jonike. nr 3. Shkruani ekuacionet e reaksionit për bashkëveprimin e acidit nitrik me substancat e mëposhtme në formë molekulare dhe jonike: nr 4. Shkruani ekuacionet, hartoni një bilanc elektronik, tregoni proceset e oksidimit dhe reduktimit, agjentin oksidues dhe agjentin reduktues: nr 5. Ndiqni lidhjen, studioni informacionin në faqe dhe shikoni videon, klikoni "përvoja e shikimit".
Kjo eshte interesante: |
Prezantimi
Jeni të interesuar për lulëzimin dhe keni ardhur në dyqan për të blerë pleh për lulet tuaja. Gjatë shqyrtimit të emrave dhe përbërjeve të ndryshme, vutë re një shishe të etiketuar "Pleh azotik". Lexojmë përbërjen e tij: "Fosfor, kalcium, ky dhe ai... Acidi nitrik? Çfarë lloj kafshe është kjo?!" Zakonisht njeriu njihet me acidin nitrik në një mjedis të tillë. Dhe shumë më pas do të duan të dinë më shumë për të. Sot do të përpiqem të kënaq kureshtjen tuaj.
Përkufizimi
Acidi nitrik (formula HNO 3) është një acid monobazik i fortë. Në gjendje të paoksiduar, duket si në foton 1. Në kushte normale, është një lëng, por mund të shndërrohet në një gjendje të ngurtë grumbullimi. Dhe në të ngjan me kristalet që kanë një grilë monoklinike ose rombike.
Vetitë kimike të acidit nitrik
Ka aftësinë të përzihet mirë me ujin, ku ndodh shpërbërja pothuajse e plotë e këtij acidi në jone. Acidi nitrik i koncentruar ka ngjyrë kafe (foto). Ai sigurohet nga dekompozimi në dioksid azoti, ujë dhe oksigjen, i cili ndodh për shkak të dritës së diellit që bie mbi të. Nëse e ngrohni, do të ndodhë i njëjti dekompozim. Të gjitha metalet reagojnë me të, me përjashtim të tantalit, arit dhe platinoideve (rutenium, rodium, paladium, iridium, osmium dhe platin). Sidoqoftë, kombinimi i tij me acid klorhidrik madje mund të shpërndajë disa prej tyre (kjo është e ashtuquajtura "vodka regia"). Acidi nitrik, me çdo përqendrim, mund të veprojë si një agjent oksidues. Shumë substanca organike mund të ndizen spontanisht kur ndërveprojnë me të. Dhe disa metale në këtë acid do të pasivizohen. Kur ekspozohet ndaj tyre (si dhe kur reagon me oksidet, karbonatet dhe hidroksidet), acidi nitrik formon kripërat e tij, të quajtura nitrate. Këto të fundit treten mirë në ujë. Por jonet e nitratit nuk hidrolizohen në të. Nëse ngrohni kripërat e këtij acidi, do të ndodhë dekompozimi i pakthyeshëm i tyre.
Faturë
Për të prodhuar acid nitrik, amoniaku sintetik oksidohet duke përdorur katalizatorë platin-rodium për të prodhuar një përzierje gazesh azotike, të cilat më pas absorbohen nga uji. Formohet gjithashtu kur nitrati i kaliumit dhe sulfati i hekurit përzihen dhe nxehen.
Aplikacion
Acidi nitrik përdoret për prodhimin e plehrave minerale, eksplozivëve dhe disa substancave toksike. Përdoret për të gravurë format e printimit (dërrasat e gravurës, klishetë e magnezit, etj.), si dhe për acidifikimin e solucioneve të ngjyrosjes për fotografi. Acidi nitrik përdoret për të prodhuar ngjyra dhe ilaçe, dhe përdoret gjithashtu për të përcaktuar praninë e arit në lidhjet e arit.
Efektet fiziologjike
Duke marrë parasysh shkallën e ndikimit të acidit nitrik në trup, ai klasifikohet në klasën e rrezikut 3 (mesatarisht i rrezikshëm). Thithja e avujve të tij çon në acarim të traktit respirator. Kur acidi nitrik bie në kontakt me lëkurën, ai lë shumë ulçera që shërohen gjatë. Zonat e lëkurës ku ajo futet bëhen një ngjyrë e verdhë karakteristike (foto). Duke folur shkencërisht, ndodh një reaksion xantoprotein. Dioksidi i azotit, i cili prodhohet kur acidi nitrik nxehet ose dekompozohet në dritë, është shumë toksik dhe mund të shkaktojë edemë pulmonare.
konkluzioni
Acidi nitrik është i dobishëm për njerëzit si në gjendje të holluar ashtu edhe në gjendje të pastër. Por më shpesh ajo gjendet në substanca, shumë prej të cilave ndoshta janë të njohura për ju (për shembull, nitroglicerina).
Një acid i fortë monobazik, i cili është një lëng pa ngjyrë në kushte standarde, i cili zverdhet gjatë ruajtjes, mund të jetë në gjendje të ngurtë, të karakterizuar nga dy modifikime kristalore (rrjeta monoklinike ose rombike), në temperatura nën minus 41,6 °C. Kjo substancë me formulën kimike - HNO3 - quhet acid nitrik. Ka një masë molare prej 63.0 g/mol dhe dendësia e tij korrespondon me 1.51 g/cm³.
Acid nitrik- lëndë gërryese, toksike dhe agjent i fortë oksidues. Që nga mesjeta, emri "ujë i fortë" (Aqua fortis) ka qenë i njohur. Alkimistët që zbuluan acidin në shekullin e 13-të i dhanë këtë emër, të bindur për vetitë e tij të jashtëzakonshme (ai gërryente të gjitha metalet përveç arit), të cilat ishin një milion herë më të mëdha se forca e acidit acetik, i cili në ato ditë konsiderohej më aktivi. . Por tre shekuj më vonë u zbulua se edhe ari mund të gërryhet nga një përzierje acidesh si nitrik dhe klorhidrik në një raport vëllimi 1:3, i cili për këtë arsye u quajt "aqua regia". Shfaqja e një ngjyre të verdhë gjatë ruajtjes shpjegohet me akumulimin e oksideve të azotit në të. Në shitje, acidi shpesh gjendet me një përqendrim prej 68%, dhe kur përmbajtja e substancës kryesore është më shumë se 89%, quhet "fuming".
Aplikimi i acidit nitrik
Acidi nitrik përdoret gjerësisht në industri për të prodhuar ilaçe, ngjyra, eksplozivë, plehra azotike dhe kripëra të acidit nitrik. Përveç kësaj, përdoret për të tretur metalet (p.sh. bakri, plumbi, argjendi) që nuk reagojnë me acide të tjera. Në bizhuteri përdoret për të përcaktuar arin në një aliazh (kjo është metoda kryesore).
Në sintezën organike, një përzierje e acidit nitrik të përqendruar dhe acidit sulfurik - një "përzierje nitratuese" - përdoret gjerësisht.
Në metalurgji, acidi nitrik përdoret për të tretur dhe grumbulluar metale, si dhe për të ndarë arin dhe argjendin. Acidi nitrik përdoret gjithashtu në industrinë kimike, në prodhimin e eksplozivëve dhe në prodhimin e ndërmjetësve për prodhimin e ngjyrave sintetike dhe kimikateve të tjera.
Acidi nitrik teknik përdoret në nikelimin, galvanizimin dhe kromimin e pjesëve, si dhe në industrinë e printimit. Acidi nitrik përdoret gjerësisht në industrinë e qumështit dhe atë elektrike.
Përgatitja e acidit nitrik
Metodat moderne industriale për prodhimin e acidit nitrik bazohen në oksidimin katalitik të amoniakut me oksigjen atmosferik. Kur përshkruheshin vetitë e amoniakut, u tregua se ai digjet në oksigjen, dhe produktet e reagimit janë uji dhe azoti i lirë. Por në prani të katalizatorëve, oksidimi i amoniakut me oksigjen mund të vazhdojë ndryshe.
Nëse një përzierje e amoniakut dhe ajrit kalohet mbi një katalizator, atëherë në 750 °C dhe një përbërje e caktuar e përzierjes, ndodh një shndërrim pothuajse i plotë. NO që rezulton transformohet lehtësisht në NO2, i cili, me ujë në prani të oksigjenit atmosferik, prodhon acid nitrik.
Lidhjet me bazë platini përdoren si katalizatorë për oksidimin e amoniakut. Acidi nitrik i përftuar nga oksidimi i amoniakut ka një përqendrim jo më shumë se 60%. Nëse është e nevojshme, koncentrohet.Industria prodhon acid nitrik të holluar me përqendrim 55, 47 dhe 45%, dhe acid nitrik të koncentruar - 98 dhe 97.
Acid nitrik- HNO3, acid i fortë monobazik që përmban oksigjen. Acidi nitrik i ngurtë formon dy modifikime kristalore me grila monoklinike dhe ortoromike. Acidi nitrik përzihet me ujin në çdo raport. Në tretësirat ujore, ajo shpërndahet pothuajse plotësisht në jone. Formon një përzierje azeotropike me ujë me përqendrim 68,4% dhe pikë vlimi 120 °C në 1 atm. Njihen dy hidrate të ngurta: monohidrat (HNO3 H2O) dhe trihidrat (HNO3 3H2O).
HNO3 shumë i koncentruar zakonisht ka ngjyrë kafe për shkak të procesit të dekompozimit që ndodh në dritë:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
Kur nxehet, acidi nitrik dekompozohet sipas të njëjtit reaksion. Acidi nitrik mund të distilohet (pa dekompozim) vetëm nën presion të reduktuar.
Acidi nitrik është agjent i fortë oksidues , acidi nitrik i përqendruar oksidon squfurin në acid sulfurik dhe fosforin në acid fosforik; disa komponime organike (për shembull, aminat dhe hidrazina, terpentina) ndizen spontanisht në kontakt me acidin nitrik të përqendruar.
Shkalla e oksidimit të azotit në acidin nitrik është 4-5. Duke vepruar si një agjent oksidues, HNO mund të reduktohet në produkte të ndryshme:
Cila nga këto substanca formohet, d.m.th., sa thellë zvogëlohet acidi nitrik në një rast të caktuar, varet nga natyra e agjentit reduktues dhe nga kushtet e reaksionit, kryesisht nga përqendrimi i acidit. Sa më i lartë të jetë përqendrimi i HNO, aq më pak thellë reduktohet. Kur reagon me acid të koncentruar, më së shpeshti lirohet.
Kur reagon me acid nitrik të holluar me metale me pak aktiv, për shembull, me bakër, NO lirohet. Në rastin e metaleve më aktive - hekuri, zinku - formohet.
Acidi nitrik shumë i holluar reagon me metale aktive-zinku, magnezi, alumini - me formimin e jonit të amonit, i cili jep nitratin e amonit me acid. Zakonisht disa produkte formohen njëkohësisht.
Ari, disa metale të grupit të platinit dhe tantali janë inerte ndaj acidit nitrik në të gjithë gamën e përqendrimit, metalet e tjera reagojnë me të, rrjedha e reaksionit përcaktohet nga përqendrimi i tij. Kështu, acidi nitrik i përqendruar reagon me bakër për të formuar dioksid azoti dhe acid nitrik të holluar (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Shumica e metaleve c reagojnë me acid nitrik për të çliruar oksidet e azotit në gjendje të ndryshme oksidimi ose përzierje të tyre; acidi nitrik i holluar, kur reagon me metale aktive, mund të reagojë për të çliruar hidrogjen dhe për të reduktuar jonin e nitratit në amoniak.
Disa metale (hekur, krom, alumin), të cilët reagojnë me acid nitrik të holluar, pasivizohen nga acidi nitrik i koncentruar dhe janë rezistent ndaj efekteve të tij.
Një përzierje e acideve nitrik dhe sulfurik quhet "melange". Acidi nitrik përdoret gjerësisht për të prodhuar komponimet nitro.
Një përzierje e tre vëllimeve të acidit klorhidrik dhe një vëllimi të acidit nitrik quhet "aqua regia". Aqua regia shkrin shumicën e metaleve, përfshirë arin. Aftësitë e tij të forta oksiduese janë për shkak të klorit atomik që rezulton dhe klorurit nitrosil:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Acid sulfurik– lëng i rëndë vajor që nuk ka ngjyrë. Përzihet me ujë në çdo raport.
Acidi sulfurik i koncentruarthith në mënyrë aktive ujin nga ajri dhe e largon atë nga substanca të tjera. Kur substancat organike futen në acidin sulfurik të përqendruar, ato bëhen të karbonizuara, për shembull, letra:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
Kur acidi sulfurik i përqendruar reagon me sheqerin, formohet një masë poroze karboni, e ngjashme me një sfungjer të zi të ngurtësuar:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Vetitë kimike të acidit sulfurik të holluar dhe të koncentruar janë të ndryshme.
Tretësira të holluara reagojnë acidi sulfurik me metale , i vendosur në serinë e tensionit elektrokimik në të majtë të hidrogjenit, me formimin e sulfateve dhe çlirimin e hidrogjenit.
Tretësira të koncentruara Acidi sulfurik shfaq veti të forta oksiduese për shkak të pranisë në molekulat e tij të një atomi squfuri në gjendjen më të lartë të oksidimit (+6), prandaj acidi sulfurik i koncentruar është një agjent i fortë oksidues. Kështu oksidohen disa jometale:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Ajo ndërvepron me metale , i vendosur në serinë e tensionit elektrokimik të metaleve në të djathtë të hidrogjenit (bakër, argjend, merkur), me formimin e sulfateve, ujit dhe produkteve të reduktimit të squfurit. Tretësira të koncentruara acid sulfurik mos reagoni me ar dhe platin për shkak të aktivitetit të tyre të ulët.
a) Metalet me aktivitet të ulët reduktojnë acidin sulfurik në dioksid squfuri SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
b) me metale me aktivitet të ndërmjetëm, reaksionet janë të mundshme me çlirimin e ndonjë prej tre produkteve të reduktimit të acidit sulfurik:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
c) squfuri ose sulfidi i hidrogjenit mund të lirohet me metale aktive:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
d) acidi sulfurik i koncentruar nuk ndërvepron me alumin, hekur, krom, kobalt, nikel në të ftohtë (d.m.th., pa ngrohje) - ndodh pasivizimi i këtyre metaleve. Prandaj, acidi sulfurik mund të transportohet në kontejnerë hekuri. Sidoqoftë, kur nxehet, hekuri dhe alumini mund të ndërveprojnë me të:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
QE. thellësia e reduktimit të squfurit varet nga vetitë reduktuese të metaleve. Metalet aktive (natriumi, kaliumi, litiumi) reduktojnë acidin sulfurik në sulfur hidrogjeni, metalet e vendosura në diapazonin e tensionit nga alumini në hekur - në squfur të lirë, dhe metale me më pak aktivitet - në dioksid squfuri.
Marrja e acideve.
1. Acidet pa oksigjen përftohen duke sintetizuar përbërjet e hidrogjenit të jometaleve nga substanca të thjeshta dhe më pas duke tretur produktet që rezultojnë në ujë.
Jometal + H 2 = Lidhja hidrogjenore e jometalit
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Oksoacidet fitohen duke reaguar oksidet e acidit me ujin.
Oksid acid + H 2 O = Oksoacid
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Shumica e acideve mund të përftohen duke reaguar kripërat me acidet.
Kripë + Acid = Kripë + Acid
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Bazat janë substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga një atom metali dhe një ose më shumë grupe hidroksid.
Bazat janë elektrolite që shpërndahen për të formuar kationet e elementeve metalike dhe anionet hidroksid.
Për shembull:
KON = K +1 + OH -1
6.Klasifikimi i bazave:
1. Nga numri i grupeve hidroksil në molekulë:
a) · Monoacid, molekulat e të cilit përmbajnë një grup hidroksid.
b) · Diacidet, molekulat e të cilave përmbajnë dy grupe hidroksid.
c) · Triacidet, molekulat e të cilave përmbajnë tre grupe hidroksid.
2. Sipas tretshmërisë në ujë: I tretshëm dhe i pazgjidhshëm.
7.Vetitë fizike të bazave:
Të gjitha bazat inorganike janë të ngurta (përveç hidroksidit të amonit). Bazat kanë ngjyra të ndryshme: hidroksidi i kaliumit është i bardhë, hidroksidi i bakrit është blu, hidroksidi i hekurit është i kuq-kafe.
I tretshëm bazat formojnë solucione që ndjejnë sapun në prekje, kështu që këto substanca e kanë marrë emrin e tyre alkali.
Alkalet formojnë vetëm 10 elementë të sistemit periodik të elementeve kimike të D.I. Mendeleev: 6 metale alkali - litium, natrium, kalium, rubidium, cezium, francium dhe 4 metale alkaline tokësore - kalcium, stroncium, barium, radium.
8. Vetitë kimike të bazave:
1. Tretësirat ujore të alkaleve ndryshojnë ngjyrën e treguesve. fenolftalein - i kuq, portokalli metil - i verdhë. Kjo sigurohet nga prania e lirë e grupeve hidrokso në tretësirë. Kjo është arsyeja pse bazat e dobëta të tretshme nuk japin një reagim të tillë.
2. Ndërveproni :
a) me acidet: Bazë + Acid = Kripë + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H2O
b) me oksidet e acidit: Alkali + Oksid acid = Kripë + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
c) me Zgjidhjet: Tretësirë lye + Tretësirë kripe = Baza e re + Kripë e re
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
d) me metale amfoterike: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Hidroksidet amfoterike:
a) Reagojnë me acide për të formuar kripë dhe ujë:
Hidroksid bakri(II) + 2HBr = CuBr2 + ujë.
b). Reagoni me alkalet: rezultat - kripë dhe ujë (gjendja: shkrirja):
Zn(OH)2 + 2CsOH = kripë + 2H2O.
V). Reagojnë me hidrokside të forta: rezultati është kripërat nëse reaksioni ndodh në një tretësirë ujore: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Kur nxehen, bazat që janë të patretshme në ujë dekompozohen në oksidin bazë dhe ujë:
Baza e pazgjidhshme = Oksid bazë + H2O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Kripërat - këto janë produkte të zëvendësimit jo të plotë të atomeve të hidrogjenit në molekulat e acidit me atome metalike ose këto janë produkte të zëvendësimit të grupeve hidroksid në molekulat bazë me mbetje acide. .
Kripërat- këto janë elektrolite që disociohen për të formuar katione të elementit metalik dhe anione të mbetjes së acidit.
Për shembull:
K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-
Klasifikimi:
Kripërat normale. Këto janë produktet e zëvendësimit të plotë të atomeve të hidrogjenit në një molekulë acidi me atome jometale, ose produktet e zëvendësimit të plotë të grupeve hidroksid në një molekulë bazë me mbetje acide.
Kripërat e acidit. Këto janë produkte të zëvendësimit jo të plotë të atomeve të hidrogjenit në molekulat e acideve polibazike me atome metalike.
Kripërat bazë. Këto janë produkte të zëvendësimit jo të plotë të grupeve hidroksid në molekulat e bazave poliacid me mbetje acide.
Llojet e kripërave:
Kripërat e dyfishta- përmbajnë dy katione të ndryshme; përftohen me kristalizimin nga një tretësirë e përzier kripërash me katione të ndryshme, por të njëjtat anione.
Kripërat e përziera- përmbajnë dy anione të ndryshme.
Kripërat hidratuese(hidratet kristalore) - ato përmbajnë molekula të ujit të kristalizimit.
Kripërat komplekse- ato përmbajnë një kation kompleks ose një anion kompleks.
Një grup i veçantë përbëhet nga kripërat e acideve organike, vetitë e të cilave ndryshojnë dukshëm nga vetitë e kripërave minerale. Disa prej tyre mund të klasifikohen si një klasë e veçantë e kripërave organike, të ashtuquajturat lëngje jonike ose ndryshe "kripëra të lëngshme", kripëra organike me një pikë shkrirje nën 100 °C.
Vetitë fizike:
Shumica e kripërave janë lëndë të ngurta të bardha. Disa kripëra janë të ngjyrosura. Për shembull, dikromati i portokallit të kaliumit, sulfati i nikelit jeshil.
Sipas tretshmërisë në ujë kripërat ndahen në të tretshme në ujë, pak të tretshme në ujë dhe të patretshme.
Karakteristikat kimike:
Kripërat e tretshme në tretësirat ujore shpërndahen në jone:
1. Kripërat mesatare shpërndahen në katione metalike dhe anione të mbetjeve acide:
Kripërat acide shpërndahen në katione metalike dhe anione komplekse:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Metalet bazë shpërndahen në katione komplekse dhe anione të mbetjeve acidike:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Kripërat ndërveprojnë me metalet për të formuar një kripë të re dhe një metal të ri: Me(1) + Kripë (1) = Me(2) + Kripë (2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Tretësirat ndërveprojnë me alkalin Tretësirë kripe + tretësirë alkali = kripë e re + bazë e re:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Kripërat ndërveprojnë me acidet Kripë + Acid = Kripë + Acid:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Kripërat mund të ndërveprojnë me njëra-tjetrën Kripë (1) + Kripë (2) = Kripë (3) + Kripë (4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Kripërat bazë ndërveprojnë me acidet Kripë bazë + Acid = Kripë mesatare + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Kripërat acide ndërveprojnë me alkalin Kripë acid + Alkali = Kripë mesatare + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Shumë kripëra dekompozohen kur nxehen: MgCO 3 = MgO + CO 2
Përfaqësuesit e kripërave dhe kuptimi i tyre:
Kripërat përdoren gjerësisht si në prodhim ashtu edhe në jetën e përditshme:
Kripërat e acidit klorhidrik. Kloruret më të përdorura janë kloruri i natriumit dhe kloruri i kaliumit.
Kloruri i natriumit (kripa e tryezës) izolohet nga uji i liqenit dhe i detit, si dhe nxirret në miniera kripe. Kripa e tryezës përdoret për ushqim. Në industri, kloruri i natriumit shërben si lëndë e parë për prodhimin e klorit, hidroksidit të natriumit dhe sodës.
Kloruri i kaliumit përdoret në bujqësi si pleh kaliumi.
Kripërat e acidit sulfurik. Në ndërtim dhe mjekësi përdoret gjerësisht gipsi gjysmë ujor, i përftuar me pjekje të shkëmbinjve (dihidrat sulfat kalciumi). Kur përzihet me ujë, forcohet shpejt për të formuar dihidrat sulfat kalciumi, domethënë gips.
Dekahidrati i sulfatit të natriumit përdoret si lëndë e parë për prodhimin e sodës.
Kripërat e acidit nitrik. Nitratet përdoren kryesisht si plehra në bujqësi. Më të rëndësishmet prej tyre janë nitrati i natriumit, nitrat kaliumi, nitrati i kalciumit dhe nitrati i amonit. Zakonisht këto kripëra quhen nitrat.
Nga ortofosfatet, më i rëndësishmi është ortofosfati i kalciumit. Kjo kripë shërben si përbërësi kryesor i mineraleve - fosforiteve dhe apatiteve. Fosforitet dhe apatitet përdoren si lëndë të para në prodhimin e plehrave fosfatike, si superfosfati dhe precipitati.
Kripërat e acidit karbonik. Karbonati i kalciumit përdoret si lëndë e parë për prodhimin e gëlqeres.
Karbonati i natriumit (sode) përdoret në prodhimin e qelqit dhe në prodhimin e sapunit.
-Karbonati i kalciumit gjendet në natyrë edhe në formën e gurit gëlqeror, shkumës dhe mermerit.
Bota materiale në të cilën jetojmë dhe ku jemi pjesë e vogël është një dhe në të njëjtën kohë pafundësisht e larmishme. Uniteti dhe diversiteti i substancave kimike të kësaj bote manifestohet më qartë në lidhjen gjenetike të substancave, e cila pasqyrohet në të ashtuquajturat seri gjenetike.
Gjenetike quajnë lidhjen ndërmjet substancave të klasave të ndryshme në bazë të shndërrimeve të tyre reciproke.
Nëse baza e serisë gjenetike në kiminë inorganike përbëhet nga substanca të formuara nga një element kimik, atëherë baza e serisë gjenetike në kiminë organike (kimia e përbërjeve të karbonit) përbëhet nga substanca me të njëjtin numër atomesh karboni në molekulën.
Kontrolli i njohurive:
1. Përcaktoni kripërat, bazat, acidet, karakteristikat e tyre, reaksionet kryesore karakteristike.
2.Pse acidet dhe bazat kombinohen në hidroksidet e grupit? Çfarë kanë të përbashkët dhe si ndryshojnë? Pse alkali duhet të shtohet në një zgjidhje të kripës së aluminit, dhe jo anasjelltas?
3. Detyrë: Jepni shembuj të ekuacioneve të reaksionit që ilustrojnë këto veti të përgjithshme të bazave të patretshme.
4. Detyrë: Përcaktoni gjendjen e oksidimit të atomeve të elementeve metalikë në formulat e dhëna. Çfarë modeli mund të vërehet midis gjendjeve të tyre të oksidimit në oksid dhe bazë?
DETYRE SHTEPIE:
Punohet: L2.fq.162-172, ritregimi i shënimeve të leksionit nr.5.
Shkruani ekuacionet e reaksioneve të mundshme sipas diagrameve, tregoni llojet e reaksioneve: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ... ;
d) Hg + HCl ... .
Ndani substancat në klasa të përbërjeve. Formulat e substancave: 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, JO 2
Leksioni nr.6.
Tema: Metalet. Pozicioni i elementeve metalikë në tabelën periodike. Gjetja e metaleve në natyrë. Metalet. Ndërveprimi i metaleve me jometalet (klori, squfuri dhe oksigjeni).
Pajisjet: tabela periodike e elementeve kimike, grumbullimi i metaleve, seria e aktivitetit të metaleve.
Plani i studimit të temës
(lista e pyetjeve të nevojshme për të studiuar):
1. Pozicioni i elementeve – metaleve në sistemin periodik, struktura e atomeve të tyre.
2. Metalet si substanca të thjeshta. Lidhje metalike, grila metalike kristal.
3. Vetitë e përgjithshme fizike të metaleve.
4. Përhapja e elementeve metalike dhe e përbërjeve të tyre në natyrë.
5. Vetitë kimike të elementeve metalike.
6. Koncepti i korrozionit.
Po ngarkohet...