Кислородсодержащие кислоты хлора

 

Хлорноватистая кислота HCl⁺¹O

H–O–Cl

 

Физические свойства

 

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

 

Получение

 

Cl₂ + H₂O «HCl + HClO

 

Химические свойства

 

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

 

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

 

HClO –^{на свету}®HCl + O­

 

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

 

HClO + KOH ® KClO + H2O

 

3)

2HI + HClO ® I₂¯ + HCl + H₂O

Хлористая кислота HCl⁺³O₂

H–O–Cl=O

 

Физические свойства

 

Существует только в водных растворах.

 

Получение

 

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H₂SO₄:

 

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + 2CO₂­ + 2СlO₂­ + 2H₂O

2ClO₂ + H₂O₂ ® 2HClO₂ + O₂­

 

Химические свойства

 

HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

 

1)

HClO₂ + KOH ® KClO₂ + H₂O

 

2) Неустойчива, при хранении разлагается

 

4HClO₂ ® HCl + HClO₃ + 2ClO₂­ + H₂O

 

Хлорноватая кислота HCl⁺⁵O₃

 

Физические свойства

 

Устойчива только в водных растворах.

 

Получение

 

Ba (ClO₃)₂ + H₂SO₄ ® 2HClO₃ + BaSO₄¯

 

Химические свойства

 

HClO₃ - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

 

6P + 5HClO₃ ® 3P₂O₅ + 5HCl

HClO₃ + KOH ® KClO₃ + H₂O

 

KClO₃ - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

 

3Cl₂ + 6KOH ® 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

 

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

 

4KClO₃ –^{без кат}®KCl + 3KClO₄

2KClO₃ –^{MnO2 кат}®2KCl + 3O₂­

 

Хлорная кислота HCl⁺⁷O₄

Физические свойства

 

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

 

Получение

 

KClO₄ + H₂SO₄ ® KHSO₄ + HClO₄

 

Химические свойства

 

HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

 

1)

HClO₄ + KOH ® KClO₄ + H₂O

 

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 

4HClO₄ –^t°® 4ClO₂­ + 3O₂­ + 2H₂O

KClO₄ –^t° KCl + 2O₂­

 

 

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Бром Br₂ - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

 

Физические свойства

 

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см³; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

 

Получение

 

Окисление ионов Br ^- сильными окислителями:

 

MnO₂ + 4HBr ® MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Cl₂ + 2KBr ® 2KCl + Br₂

 

Химические свойства

 

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

 

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br₂ ® 2AlBr₃

 

2) Реагирует с неметаллами:

H₂ + Br₂ «2HBr

2P + 5Br₂ ® 2PBr₅

 

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br₂ + H₂O «HBr + HBrO

Br₂ + 2KOH ® KBr + KBrO + H₂O

 

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ + 2HI ® I₂ + 2HBr

Br₂ + H₂S ® S + 2HBr

 

Бромистый водород HBr

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

 

Получение

 

1)

2NaBr + H₃PO₄ –^t° Na₂HPO₄ + 2HBr­

 

2)

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

 

Химические свойства

 

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

 

1) Диссоциация:

HBr «H⁺ + Br ^-

 

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 

Mg + 2HBr ® MgBr₂ + H₂­

 

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr₂ + H₂O

 

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr ® FeBr₃ + 3H₂O

NH₃ + HBr ® NH₄Br

 

5) с солями:

MgCO₃ + 2HBr ® MgBr₂ + H₂O + CO₂­

AgNO₃ + HBr ® AgBr¯ + HNO₃

 

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br ^- в растворе.

 

6) HBr - сильный восстановитель:

 

2HBr + H₂SO₄(конц.) ® Br₂ + SO₂­ + 2H₂O

2HBr + Cl₂ ® 2HCl + Br₂

 

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr⁺¹O и сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.

 

 

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Йод I₂ - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

 

Физические свойства

 

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см³; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

 

Получение

 

Окисление ионов I^- сильными окислителями:

 

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ ® I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1) c металлами:

2Al + 3I₂ ® 2AlI₃

 

2) c водородом:

H₂ + I₂ «2HI

 

3) с сильными восстановителями:

I₂ + SO₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HI

I₂ + H₂S ® S + 2HI

 

4) со щелочами:

3I₂ + 6NaOH ® 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

 

Иодистый водород

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

 

Получение

 

1)

I₂ + H₂S ® S + 2HI

 

2)

2P + 3I₂ + 6H₂O ® 2H₃PO₃ + 6HI­

 

Химические свойства

 

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

 

HI «H⁺ + I^-

2HI + Ba(OH)₂ ® BaI₂ + 2H₂O

 

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

 

2) HI - очень сильный восстановитель:

 

2HI + Cl₂ ® 2HCl + I₂

8HI + H₂SO₄(конц.) ® 4I₂ + H₂S + 4H₂O

5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ ® 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

 

3) Идентификация анионов I^- в растворе:

 

NaI + AgNO₃ ® AgI¯ + NaNO₃

HI + AgNO₃ ® AgI¯ + HNO₃

 

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

 

Кислородные кислоты йода

 

Йодноватая кислота HI⁺⁵O₃

 

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

 

Получают:

 

3I₂ + 10HNO₃ ® 6HIO₃ + 10NO­ + 2H₂O

 

HIO₃ - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

 

Йодная кислота H₅I⁺⁷O₆

 

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.

Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

 

Общая характеристика

Кислород

Сера и ее соединения

 

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

Общая характеристика
элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)

 

Таблица. Электронное строение и физические свойства.

 

Поряд- ковый №	Элемент	Относитель- ная атомная масса	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ПИ эВ	Э.О	Степени окисления	t°пл °С	t°кип °С	r г/см3
	Кислород (O)	15,9994	[He] 2s22p4	0,066	14,5	3,5	-2, -1, +1, +2	-218,4	-182,9	1,2 (-183°C)
	Сера (S)	32,06	[Ne] 3s23p4	0,105	10,5	2,6	-2, +2, +3, +4, +5, +6	112,8	444,67	2,07
	Селен (Se)	78,96	[Ar] 3d104s24p4	0,116	9,8	2,01	-2, +4, +6			4,8
	Теллур (Te)	127,60	[Kr] 4d105s25p4	0,143	8,6	1,9	-3, +3, +4, +5			6,68
	Полоний (Po)	208,98	[Xe] 4f145d106s26p4	0,176	7,8	1,76	+2, +4			9,32

 

КИСЛОРОД

 

Кислород O₂

(К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)

 

Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

 

Строение атома

 

	P11 = 8; n01 = 8; ē = 8
1s22s22p4

 

Физические свойства

 

Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H₂O растворяется 3V O₂ (н.у.); t°кип= -183°С; t°пл = -219°C; d по воздуху = 1,1.

 

Способы получения

 

1. Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2. Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

 

2KMnO₄ –^t°® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

2KClO₃ –^t°;MnO2®2KCl + 3O₂­

2H₂O₂ –^MnO2®2H₂O + O₂­

 

Способы собирания

 

Вытеснением воды	Вытеснением воздуха

 

Химические свойства

 

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

 

С неметаллами

C + O₂ ® CO₂

S + O₂ ® SO₂

2H₂ + O₂ ® 2H₂O

 

С металлами

2Mg + O₂ ® 2MgO

2Cu + O₂ –^t°®2CuO

 

Со сложными веществами

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2H₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O

 

Горение в кислороде

 

 

Озон O₃

 

Озон -аллотропная модификация кислорода.

 

Физические свойства

 

Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; t°кип= -112°С; t°пл= -193°C.

 

Получение

 

3O₂ ® 2O₃

 

1. Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе

 

 

2. Действием серной кислоты на пероксид бария

 

3BaO₂ + 3H₂SO₄ ® 3BaSO₄ + 3H₂O + O₃­

 

Химические свойства

 

1. Неустойчив:

O₃ ® O₂ + O

 

2. Сильный окислитель:

2KI + O₃ + H₂O ® 2KOH + I₂ + O₂

 

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

 

 

АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Азот Аммиак Соли аммония Оксиды азота Азотистая кислота Азотная кислота

Разложение нитратов

 

АЗОТ

 

N

:NºN:

 

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна - и две - связи.

 

Физические свойства

 

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H₂O растворяется 1,54V N₂ при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

 

Получение

 

1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.

2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

 

NH₄NO₂ –^t°® N₂ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

Молекула азота (:NºN:)

 

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

 

Восстановитель N₂⁰ ® 2N⁺²

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

 

N₂⁰ + O₂ «2N⁺²O

(в природе - во время грозы)

 

Окислитель N₂⁰ ® 2N^-3

1. c водородом (500°С, kat, p)

N₂⁰ + 3H₂ «2N^-3H_З

 

2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

 

6Li + N₂⁰ ® 2Li_ЗN^-3

3Mg + N₂⁰ –^t°® Mg_ЗN₂^-3

 

 

АММИАК

 

NH₃

 

Строение

 

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp³- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

 

 

Физические свойства

 

NH₃ - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

 по воздуху = MNH₃ / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

 

 

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t°=20°C и p=1 атм).

 

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

 

 

 

Получение

 

1. Промышленный способ

 

N₂ + 3H₂ ® 2NH₃

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

 

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

 

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ –^t°® CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH –^t°® K₂SO₄ + 2NH₃­ + 2Н₂O

 

 

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

 

Химические свойства

 

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

 

 

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

 

NH₃ + Н₂O «NH₄OH «NH₄⁺ + OH^-

 

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

 

NH₃ + HCl ® NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ ® NH₄HCO₃

 

Аммиак - восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

 

1. Разложение при нагревании

2N^-3H₃ ^t°® N₂⁰ + 3H₂

 

2. Горение в кислороде

 

a) без катализатора

4N^-3H₃ + 3O₂ ® 2N₂⁰ + 6Н₂O

 

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

 

4N^-3H₃ + 5O₂ ® 4N⁺²O + 6Н₂O

 

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

 

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ ® 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

 

 

СОЛИ АММОНИЯ

 

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH₄⁺, связанные с кислотным остатком.

 

Физические свойства

 

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

 

Получение

 

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

 

NH₃ + HNO₃ ® NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

 

Химические свойства

 

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

 

NH₄Cl «NH₄⁺ + Cl^-

 

2. Разложение при нагревании.

 

a) если кислота летучая

NH₄Cl ^t°® NH₃­ + HCl­

NH₄HCO₃ ® NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

 

b) если анион проявляет окислительные свойства

 

NH₄NO₃ –^t°® N₂O­ + 2Н₂O­

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°® N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

 

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

 

a)

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl ® 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- ® 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ ® Н₂O + CO₂­

 

b)

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ ® BaSO₄¯ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- ® BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯

 

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

 

NH₄Cl + Н₂O «NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O «NH₄OH + H⁺

 

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

 

NH₄Cl + NaOH –^t°® NaCl + NH₃­ + Н₂O

 

 

 

ОКСИДЫ АЗОТА

 

 

N₂⁺¹O

ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"

 

N⁺²O

ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

 

N₂⁺³O₃

ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N⁺⁴O₂

ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N₂⁺⁵O₅

ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

 

Оксид азота (I)

N₂⁺¹O закись азота, "веселящий газ"

 

Физические свойства

 

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

 

Получение

 

NH₄NO₃ –^t°® N₂O + 2Н₂O

 

Химические свойства

 

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

 

2N₂⁺¹O –^t°® 2N₂⁰ + O₂⁰

 

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

2. С водородом:

N₂⁺¹O + H₂ ® N₂⁰ + Н₂O

 

3. Несолеобразующий

 

Оксид азота (II)

N⁺²O окись азота

 

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

 

Получение

 

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

 

4NH₃ +5O₂ ® 4NO + 6H₂O

 

2.

3Cu + 8HNO₃(разб.) ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

 

3.

N₂ + O₂ ®2NO (в природе, во время грозы)

 

Химические свойства

 

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

 

2NO + O₂ ® 2NO₂

2NO + Cl₂ ® 2NOCl(хлористый нитрозил)

 

2. Окислитель

2N⁺²O + 2S⁺⁴O₂ ® 2S⁺⁶O₃ + N₂⁰

 

3. Несолеобразующий

 

Оксид азота (III)

 

N₂⁺³O₃ азотный ангидрид

 

Физические свойства

 

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.

 

Получение

 

NO₂ + NO «N₂O₃

Химические свойства

 

Все свойства кислотных оксидов.

 

N₂O₃ + 2NaOH ®2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

 

Оксид азота (IV)

 

N⁺⁴O₂ двуокись азота, диоксид азота

 

Физические свойства

 

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

 

Получение

 

1.

2NO + O₂ ® 2NO₂

2.

Cu + 4HNO₃(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1. Кислотный оксид

с водой

2NO₂ + H₂O ® HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ ® 4HNO₃

 

со щелочами

2NO₂ + 2NaOH ® NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

 

2. Окислитель

N⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂ ® S⁺⁶O₃ + N⁺²O

 

3. Димеризация

2NO₂(бурый газ)«N₂O₄(бесцветная жидкость)

 

Оксид азота (V)

 

N₂⁺⁵O₅ азотный ангидрид

 

Физические свойства

 

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

 

Получение

 

1.

2NO₂ + O₃ ® N₂O₅ + O₂

2.

2HNO₃ +P₂O₅ ® 2HPO₃ + N₂O₅

 

Химические свойства

 

1. Кислотный оксид

N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃

 

2. Сильный окислитель

 

3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

 

2N₂O₅ ® 4NO₂ + O₂

 

 

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

 

HNO₂ Азотистая кислота

H–O–N=O

Физические свойства

 

Существует только в разбавленных водных растворах.

 

Получение

 

AgNO₂ + HCl ® HNO₂ + AgCl¯

 

Химические свойства

 

1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

 

HNO₂ + NaOH ® NaNO₂ + H₂O

 

2. Разлагается при нагревании:

 

3HNO₂ ® HNO₃ + 2NO­ + H₂O

 

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

 

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ ® 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

 

2I- - 2ē ® I20
NO2- + 2H+ + 1ē ® NO + H2O

 

2I^- + 2NO₂^- + 4H⁺ ® I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

 

4. Сильный восстановитель:

 

HNO₂ + Cl₂ + H₂O ® HNO₃ + 2HCl

 

 

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

 

HNO₃ Азотная кислота

 

Физические свойства

 

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см³

 

Получение

 

1. Лабораторный способ

 

KNO₃ + H₂SO₄(конц) –^t°® KHSO₄ + HNO₃­

 

2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

 

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

 

4NH₃ + 5O₂ –^500°,Pt® 4NO + 6H₂O

 

b) Окисление кислородом воздуха NO до NO₂

 

2NO + O₂ ® 2NO₂

 

c) Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода

 

4NO₂ + О₂ + 2H₂O «4HNO₃

 

Химические свойства

 

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

 

HNO₃ «H⁺ + NO₃^-

 

Реагирует:

 

с основными оксидами

CuO + 2HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2H⁺ + 2NO₃^- ® Cu²⁺ + 2NO₃^- + H₂O

или CuO + 2H⁺ ® Cu²⁺ + H₂O

 

с основаниями

HNO₃ + NaOH ® NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^- + Na⁺ + OH^- ® Na⁺ + NO₃^- + H₂O

или H⁺ + OH^- ® H₂O

 

вытесняет слабые кислоты из их солей

 

2HNO₃ + Na₂CO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­

2H⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ + СO₃^2- ® 2Na⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂­

2H⁺ + СO₃^2- ® H₂O + CO₂­