Typpihapon ominaisuus. Typpi- ja typpihapot ja niiden suolat. Typpihapon suolat

HNO 2 on heikko luonne. Erittäin epästabiili, voi olla vain laimeissa liuoksissa:

2 HNO 2 EI + EI 2 + H 2 O.

Typpihapon suoloja kutsutaan nitriitit tai typpihappo. Nitriitit ovat paljon vakaampia kuin HNO 2 ovat kaikki myrkyllisiä.

2HNO 2 + 2HI \u003d I 2 + 2NO + 2H 2 O,

HNO 2 + H 2 O 2 \u003d HNO 3 + H 2 O,

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + K2S04 + 2MnS04 + 3H20.

Typpihapon rakenne.

Kaasufaasissa tasomainen typpihappomolekyyli on kahdessa konfiguraatiossa, cis- ja trans-:

Huoneenlämpötilassa trans-isomeeri hallitsee: tämä rakenne on vakaampi. Joten cisille - HNO 2(G) DG° f= −42,59 kJ/mol, ja trans- HNO 2(G) DG= -44,65 kJ/mol.

Typpihapon kemialliset ominaisuudet.

Vesiliuoksissa on tasapaino:

Kuumennettaessa typpihappoliuos hajoaa vapautuessa EI ja typpihapon muodostuminen:

HNO 2 dissosioituu vesiliuoksissa ( K D\u003d 4,6 10 -4), hieman vahvempi kuin etikkahappo. Syrjäytetään helposti vahvemmilla hapoilla suoloista:

Typpihapolla on hapettavia ja pelkistäviä ominaisuuksia. Vahvempien hapettimien (vetyperoksidi, kloori, kaliumpermanganaatti) vaikutuksesta tapahtuu hapettumista typpihapoksi:

Lisäksi se voi hapettaa aineita, joilla on pelkistäviä ominaisuuksia:

Typpihapon saaminen.

Typpihappoa saadaan liuottamalla typpioksidia (III) N2O3 vedessä:

Lisäksi sitä muodostuu, kun typpioksidia (IV) liuotetaan veteen. EI 2:

.

Typpihapon käyttö.

Typpihappoa käytetään primääristen aromaattisten amiinien diatsotointiin ja diatsoniumsuolojen muodostamiseen. Nitriittejä käytetään orgaanisessa synteesissä orgaanisten väriaineiden valmistuksessa.

Typpihapon fysiologinen vaikutus.

Typpihappo on myrkyllistä ja sillä on voimakas mutageeninen vaikutus, koska se on deaminointiaine.

Typpihappoa ei ole eristetty puhtaassa muodossaan, ja se esiintyy vain liuoksissa, jotka saadaan kylmässä happamoittamalla sen suoloja:

Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2HNO 2 + BaSO 4

Nämä liuokset ovat väriltään sinisiä, ne ovat suhteellisen stabiileja 0 °C:ssa ja hajoavat huoneenlämpötilaan kuumennettaessa: 3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O

Typpihappo hajoaa helposti.

HNO 3:n ja HNO 2:n hapetusominaisuuksia ja lujuutta verrataan kätevästi käyttämällä volttiekvivalenttidiagrammia - hapetustila. On helppo nähdä, että HNO 2:n jänniteekvivalentin arvo on NO:n ja HNO 3:n jänniteekvivalentin arvot yhdistävän suoran yläpuolella. Näin ollen G epäsuhtautumisreaktio osoittautuu pienemmäksi kuin nolla, toisin sanoen HNO 2 on epästabiili happo ja pyrkii epäsuhtautumaan NO:ksi ja HNO 3:ksi. Lisäksi saman pitoisuuden (0,1 M) laimeissa liuoksissa HNO 2 osoittautuu vahvaksi hapettimeksi, joka ylittää vahvuudeltaan jopa HNO 3:n. Joten 0,05 M HNO 2 hapettaa välittömästi kaliumjodidin:

2NaNO 2 + 2H 2SO 4 + 2KI \u003d I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

ja saman pitoisuuden omaava typpihappo ei reagoi KI:n kanssa. Tämä seuraa myösviosta. Itse asiassa HNO 2:n ja NO:n volttiekvivalenttiarvot yhdistävän suoran kaltevuus osoittautuu jyrkemmäksi kuin HNO 3:n ja NO:n parin tapauksessa. HNO 2:n typpiatomi on välihapetustilassa, joten typpihapolle ja sen suoloille on tunnusomaista paitsi hapettavat, myös pelkistävät ominaisuudet. Joten nitriitit värjäävät happamaksi tehtyä kaliumpermanganaattiliuosta: 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

alkaliset nitriitit, maa-alkalimetallit ja ammonium - värittömiä tai kellertäviä kiteisiä aineita, jotka liukenevat helposti veteen ja sulavat hajoamatta. Siirtymämetallinitriitit ovat niukkaliukoisia veteen ja hajoavat helposti kuumennettaessa.

Metallinitraattien suhde lämmitykseen.

Me Mg:n vasemmalla puolella (paitsi Li): MeNO 2 + O 2

Minä välillä (ja Li): MeO + NO 2 + O 2

Me sijaitsee Cu:n oikealla puolella: Me + NO 2 + O 2

Typpipitoinen (hyponitroinen) happo H 2 N 2 O 2. Värittömiä kiteitä Typpihappo on heikkoa ja erittäin epästabiilia. Hänellä ja hänen suoloillaan on pelkistäviä ominaisuuksia. Kun H 2 N 2 O 2 dehydratoidaan väkevällä H 2 SO 4:lla, muodostuu typpioksidia N 2 O, jota voidaan muodollisesti pitää sen anhydridinä.

Nitroksyylihappo H4N2O4. AT vapaassa muodossa, se on epävakaa.

2. Kaikki alkalimetallit vuorovaikuttavat veden kanssa vapauttaen vetyä:

2Me + 2H 2O \u003d 2MeOH + H2

Tämä eksoterminen reaktio on erittäin nopea, natrium syttyy usein ja raskaammat metallit reagoivat räjähdysmäisesti. Litiumin suhteellisen alhainen aktiivisuus veteen nähden määräytyy ensisijaisesti kineettisistä syistä, ei termodynaamisista syistä: litium on alkalimetalleista kovin ja sen sulamispiste on korkein, joten se hajoaa pisaroiksi hitaammin ja reagoi rauhallisemmin kuin muut alkalit. metallit.

Alkalimetallien palaessa ilmassa tai hapessa muodostuvien tuotteiden koostumus riippuu metallin laadusta. Joten litium muodostaa oksidin Li 2 O, natrium-peroksidin Na 2 O 2, kaliumin, rubidiumin ja cesium-superoksidit (superoksidit) KO 2, RbO 2, CsO 2. Kaikilla näillä aineilla on ioninen kidehila. Peroksidit: st.oksidi -1, ja superoksidit (superoksidit) st.oksidi.

Vuorovaikutus rikin kanssa : Kun natrium fuusioidaan rikin kanssa, muodostuu persulfideja, kuten Na2S2, Na2S3, Na2S4 ja Na2S5.

Li ei muodosta polysulfideja. Muu muoto: K 2 S+nS=K 2 S n

E2S hydrolysoituu hitaasti, hapettuu tiosulfaatiksi:

2Na 2S + 2O 2 + H 2O \u003d Na 2S 2O 3 + 2NaOH

Vuorovaikutus vedyn kanssa:

Hanki: Li (sula) + H 2 \u003d 2LiH

NaH, KH, Cs, Rb hajoavat kuumennettaessa. Kaikki hydrolysoituvat vedessä: 2LiH + 2H2O \u003d 2LiOH + H2

Vuorovaikutus halogeenien kanssa:

LiF- niukkaliukoinen. LiCl, LiBr, LiI ovat hygroskooppisia, muodostavat kiteisiä hydraatteja.

NaG, KG, CsG, RbG ovat hyvin liukoisia suoloja.

Li-G-sidoksen vahvuus sarjoissa F, Cl, Br, I laskee, syynä on litiumionin voimakas polarisoiva vaikutus.

Vuorovaikutus typen kanssa:

Li3N syntetisoidaan normaaleissa olosuhteissa. Jäljelle jääneet nitridit saadaan aikaan hiljaisella sähköpurkauksella alkalimetallihöyryillä typpiatmosfäärissä. Ne eivät ole vakaita. Hydrolysoitu vedessä: Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3

Oksidit, hydroksidit, suolat.

M 2 O -oksideja voidaan saada metallien annoshapetuksella, kuitenkin in

Tämä tapaus lopputuote sisältää epäpuhtauksia. Oksidin väri muuttuu

valkoisesta (Li 2 O ja Na 2 O) keltaiseen (K 2 O, Rb 2 O) ja oranssiin (Cs 2 O). Kätevä tapa saada natriumoksidia on natriumin vuorovaikutus sulan kaustisen soodan kanssa: 2NaOH + 2Na \u003d 2Na 2O + H 2

Kaikille alkalimetalleille on saatu otsonideja MO 3, jotka sisältävät paramagneettisen ionin - . Suolamaisia ​​KO 3, RbO 3, CsO 3 saadaan otsonin vaikutuksesta peroksideihin, superoksideihin tai hydroksideihin: KO 2 + O 3 \u003d KO 3 + O 2

Kaikki otsonidit ovat oranssinpunaisia ​​kiteisiä aineita. Ne ovat erittäin räjähtäviä ja epävakaita.

Alkalimetallien peroksidit, superoksidit ja otsonidit hajoavat kuumennettaessa. Niiden lämpöstabiilisuus kasvaa kationisäteen kasvaessa. Peroksidit, superoksidit ja otsonidit ovat voimakkaita hapettimia:

Na 2 O 2 + CO \u003d Na 2 CO 3

Ensimmäisen ryhmän alkuaineiden hydroksidit ovat vahvoja emäksiä. Ne ovat värittömiä hygroskooppisia aineita, jotka hajoavat helposti ilmassa ja muuttuvat vähitellen karbonaateiksi. Alkalimetallihydroksidit liukenevat hyvin veteen.

Natrium-, kalium-, rubidium- ja cesiumhydroksidit sulavat hajoamatta, kun taas LiOH vapauttaa vettä kalsinoituessaan: 2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Alkalimetallihydroksidien vuorovaikutus happojen ja happooksidien kanssa johtaa suolojen muodostumiseen.

Alkaline Me -nitraatit hajoavat kuumennettaessa:

4LiNO 3 \u003d 2Li 2O + 4NO 2 + O 2

Mutta loput: 2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Na 2CO 3 * 10H 2O - kiteinen sooda

NaHCO 3 - ruokasooda (saaminen - ammoniakkimenetelmä, Ratkaisumenetelmä:

NaCl + NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NH 4 Cl

2NaHCO 3 \u003d Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O (lämmitettynä)

Litium Li eroaa muista alkalimetalleista suuremmalla ionisaatioenergialla sekä atomin ja ionin pienellä koosta. Litium muistuttaa ominaisuuksiltaan magnesiumia (diagonaalinen samankaltaisuus jaksollisessa taulukossa).

3. Redox-prosessissa on aina kaksi (konjugoitua)

pareja, joista jokainen sisältää hapettimen ja pelkistimen. Ioninmuodostusprosessia helpottaa entropian lisääntyminen (ionien entropia liuoksessa on paljon suurempi kuin metallin entropia) ja hydraattien muodostuminen, kun taas ionisaatioprosessit (ionisaatioenergia on melko korkea) ja ionien tuhoutuminen kidehilan muodostuminen estyy. Tasapainotilassa levylle sijoittuu positiivinen varaus, jota kompensoivat liuoksessa olevat vastaionit. Näin kaksinkertainen sähköinen kerros, jolle on tunnusomaista jokin potentiaalihyppy, joka riippuu metallin luonteesta, lämpötilasta ja metalli-ionien pitoisuudesta liuoksessa. Määrää ei voi mitata tai laskea. Kuitenkin jos sellainen puolielementti yhdistä johtimella toiseen puolielementtiin (esim. silloin niiden välillä kulkee sähkövirta potentiaalieron vuoksi. Sähkömoottorivoima (E) prosessi, kuten reaktio:

on suurella approksimaatioasteella yhtä suuri kuin puolialkioiden potentiaaliero:

Tämä arvo - sähkömotorinen voima - voidaan mitata! Siksi puolielementtien (redox-parien) karakterisoimiseksi käytetään tämän puolielementin ja ns. referenssielektrodin välistä EMF-arvoa. Otettu vertailuelektrodiksi tavallinen vetyelektrodi

2H + (p) + 2e - \u003d H20

ja aktiivisuus H + yhtä suuri kuin 1. Normaalista vetyelektrodista ja tutkittavasta elektrodista koostuvan piirin EMF on ns. elektrodin potentiaali viimeinen. Jos ionien aktiivisuudet (pitoisuudet) ovat yhtä suuria kuin yksikkö, niin tätä potentiaalia kutsutaan

standardi (E°). Joten redox-parille Cu 2+ /Cu°, klo

[C2+] = 1 mol/l: E == E°(Cu2+/Cu°).

Yhtälö 1. redox-prosessille kokonaisuutena voidaan kirjoittaa seuraavasti:

tai enemmän yleisnäkymä: E=Eoc-Evos

missä Eok- hapettavana aineena toimivan parin elektrodipotentiaali; Evos on pelkistimenä toimivan parin elektrodipotentiaali.

P:n reaktiivisuus osoittautuu korkeammaksi kuin typen. P-metallit ovat vuorovaikutuksessa fosfidien muodostumisen kanssa. Ne saadaan kuumentamalla pniktogeenin seosta metallin kanssa inertissä ilmakehässä tai suljetussa ampullissa.

Fosfidin hydrolyysi: Mg 3 P 2 + 6H 2 O \u003d 2PH 3 + 3Mg (OH) 2

Mg 3 P 2 + 6 HCl \u003d 2PH 3 + 3 MgCl 2

Fosfori on suhteeton

P 4 + 6H 2 O \u003d PH 3 + ZN 3 PO 2

Happamissa ja neutraaleissa väliaineissa tasapaino siirtyy voimakkaasti vasemmalle, eikä reaktio käytännössä etene. Tasapainoa on siirretty oikealle

alkalit: P 4 + ZKON + ZH 2 O \u003d PH 3 + ZKN 2 PO 2

Fosfiini muodostaa räjähtäviä seoksia ilman kanssa, ja sytytettynä se palaa ja muuttuu metafosforihapoksi: PH 3 + 2O 2 \u003d HPO 3 + H 2 O

Fosfiini liukenee huonosti veteen. Reagoi vain erittäin vahvojen happojen kanssa (HI, HClO 4)

Fosforin alotropia.

valkoista fosforia. Pehmeä kiteinen aine, jolla on epämiellyttävä valkosipulin haju, käytännössä liukenematon veteen, liukenee hieman bentseeniin, liukenee hiilidisulfidiin. Se on erittäin myrkyllistä ja palaa ilmassa. Siinä on molekyylihila, jonka solmukohdissa on tetraedrisiä molekyylejä

P4. Korkea reaktiivisuus.

Punainen fosfori P ∞ Muodostuu kuumentamalla valkoista 320 asteeseen ilman ilman pääsyä Se ei liukene hiilidisulfidiin, mutta liukenee sulaan vismuttiin ja lyijyyn.

Musta fosfori. Kuumennettaessa 200 °C:seen ja paineeseen 1200 atm. Punainen muuttuu mustaksi fosforiksi, termodynaamisesti edullisemmaksi muodoksi. Tulee mieleen grafiitti.

Oksidit.

Oksidit E 2 O 3 saatu vuorovaikutuksen kautta yksinkertaiset aineet hapen kanssa. Fosfori(III)oksidi on valkoista murenevaa kiteistä jauhetta, joka sublimoituu helposti. Fosfori(III)oksidia kutsutaan fosforianhydridiksi, koska se reagoi kylmän veden kanssa muodostaen fosforihappoa:

P 4 O 6 + 6H 2 O \u003d 4H 3 PO 3

Fosfori(III)oksidit osoittavat happamia ominaisuuksia

Oksidit E 2 O 5 (E 4 O 10). Fosfori(V)oksidi (tai fosforihappoanhydridi) on

löysä valkoinen jauhe. Fosfori(V)oksidi sitoo vettä erittäin ahneesti. Reaktioon liittyy voimakas kuumennus ja se johtaa muodostumiseen

monimutkainen seos, joka koostuu erilaisista koostumuksista koostuvista metafosforihapoista, jotka keitettäessä hydrolysoituvat ortofosforihapoksi H3PO4.

Kolme viidestä typen oksidista reagoi veden kanssa muodostaen typpi-H1M02- ja typpi-HN03-happoja.

Typpihappo on heikkoa ja epästabiilia. Se voi olla läsnä vain pieninä pitoisuuksina jäähdytetyssä vesiliuoksessa. Käytännössä se saadaan rikkihapon vaikutuksesta suolaliuokseen (useimmiten NaN02) jäähdytettäessä lähes 0 °C:seen. Kun typpihapon pitoisuutta yritetään nostaa, sinistä nestettä, typpioksidia (III), vapautuu liuoksesta astian pohjalle. Lämpötilan noustessa typpihappo hajoaa, mutta reaktio

Typpioksidi (IV) reagoi veden kanssa, jolloin muodostuu kaksi happoa (katso edellä). Mutta kun otetaan huomioon typpihapon hajoaminen, N 2 0 4:n kokonaisreaktio veden kanssa kuumennettaessa kirjoitetaan seuraavasti:

Typpihapon suolat (nitriitit) ovat melko stabiileja. Kalium- tai natriumnitriittejä voidaan saada liuottamalla typpioksidia (IV) alkaliin:

Suolojen seoksen muodostuminen on täysin ymmärrettävää, koska N 2 0 4 muodostaa reagoidessaan veden kanssa kaksi happoa. Neutralointi alkalilla estää epästabiilin typpihapon hajoamisen ja johtaa N 2 0 4 -reaktion tasapainon siirtymiseen veden kanssa täysin oikealle.

Alkalimetallinitriittejä saadaan myös niiden nitraattien lämpöhajotuksella:

Typpihapon suolat liukenevat hyvin veteen. Joidenkin nitriittien liukoisuus on poikkeuksellisen korkea. Esimerkiksi 25°C:ssa kaliumnitriitin liukoisuuskerroin on 314, ts. 314 g suolaa liukenee 100 g:aan vettä. Alkalimetallinitriitit ovat lämpöstabiileja ja sulavat hajoamatta.

Happamassa ympäristössä nitriitit toimivat melko voimakkaina hapettimina. Itse asiassa tuloksena olevalla heikolla typpihapolla on hapettavia ominaisuuksia. Jodiliuoksista vapautuu jodia:

Jodi havaitaan värin perusteella ja typpioksidi - ominaisen hajun perusteella. Typpi tulee NIIN+3 tuumaa NIIN +2.

Typpihappoa vahvemmat hapettavat aineet hapettavat nitriitit nitraateiksi. Happamassa ympäristössä kaliumpermanganaattiliuos muuttuu värittömäksi, kun siihen lisätään natriumnitriittiä:

Typpi tulee NIIN+3 tuumaa NIIN+5. Siten typpihapolla ja nitriiteillä on redox-kaksoisisuus.

Nitriitit ovat myrkyllisiä, koska ne hapettavat hemoglobiinissa olevan raudan (II) raudaksi (H1) ja hemoglobiini menettää kykynsä kiinnittyä ja kuljettaa happea veressä. Sovellus suuri numero Typpilannoitteet nopeuttavat merkittävästi kasvien kasvua, mutta samalla ne sisältävät suuria pitoisuuksia nitraattia ja nitriittejä. Tällä tavalla kasvatettujen vihannesten ja marjojen (vesimelonit, melonit) käyttö johtaa myrkytykseen.

Typpihapolla on suuri käytännön merkitys. Sen ominaisuudet yhdistävät hapon vahvuuden (melkein täydellinen ionisaatio vesiliuoksessa), vahvat hapettavat ominaisuudet ja kyvyn siirtää nitroryhmä NO 2 + muihin molekyyleihin. Typpihappoa käytetään suuria määriä lannoitteiden valmistukseen. Tässä tapauksessa se toimii kasveille välttämättömän typen lähteenä. Sitä käytetään metallien liuottamiseen ja erittäin liukenevien suolojen - nitraattien - saamiseksi.

Äärimmäisen tärkeä suunta typpihapon käytössä on orgaanisten aineiden nitraus erilaisten nitroryhmiä sisältävien orgaanisten tuotteiden saamiseksi. Orgaanisten nitroyhdisteiden joukossa on lääkeaineita, väriaineita, liuottimia, räjähteitä. Vuosittain maailman typpihapon tuotanto ylittää 30 miljoonaa tonnia.

Aikana ennen ammoniakin synteesin ja sen hapettumisen teollista kehitystä typpihappoa saatiin nitraateista, esimerkiksi chileläisestä nitraatista NaN0 3 . Salaattia kuumennettiin väkevällä rikkihapolla:

Jäähdytetyssä säiliössä vapautuvat typpihapon höyryt tiivistyvät nesteeksi, jossa on korkea HN03-pitoisuus.

Tällä hetkellä typpihappoa saadaan menetelmän eri muunnelmilla, joissa lähtöaineena on typpioksidi (II). Kuten typen ominaisuuksien tarkastelusta seuraa, sen oksidi NO voidaan saada typestä ja hapesta yli 2000°C lämpötiloissa. Näin korkean lämpötilan ylläpitäminen vaatii paljon energiaa. Menetelmä otettiin teknisesti käyttöön vuonna 1905 Norjassa. Kuumennettu ilma kulki jännitekaaren palamisvyöhykkeen läpi lämpötilassa 3000-3500°C. Laitteesta lähtevät kaasut sisälsivät vain 2-3 % typen oksideja (N). Vuoteen 1925 mennessä tällä menetelmällä valmistettujen typpilannoitteiden maailmanlaajuinen tuotanto oli 42 000 tonnia, mikä on nykyaikaisen lannoitteiden tuotannon mittakaavan mukaan hyvin pientä. Myöhemmin typpihapon tuotannon laajeneminen seurasi ammoniakin hapettumista typpioksidiksi (I).

Ammoniakin normaali palaminen tuottaa typpeä ja vettä. Mutta kun reaktio suoritetaan alemmassa lämpötilassa katalyyttiä käyttäen, ammoniakin hapettuminen päättyy NO:n muodostumiseen. NO:n esiintyminen johtamalla ammoniakin ja hapen seosta platinaverkon läpi on ollut tiedossa pitkään, mutta tämä katalyytti ei anna riittävän suurta oksidisaantoa. Tätä prosessia oli mahdollista käyttää tehdastuotantoon vasta 1900-luvulla, kun löydettiin tehokkaampi katalyytti - platinan ja rodiumin seos. Typpihapon valmistuksessa erittäin tarpeelliseksi osoittautunut metallirodium on noin 10 kertaa harvinaisempi kuin platina. Pt / Rh-katalyytillä ammoniakin ja hapen seoksessa, jolla on tietty koostumus 750 °C:ssa, reaktio

tuottaa jopa 98 % NO:ta. Tämä prosessi on termodynaamisesti epäedullisempi kuin ammoniakin polttaminen typeksi ja vedeksi (katso edellä), mutta katalyytti yhdistää nopeasti ammoniakkimolekyylin vedyn menettämisen jälkeen jäljelle jääneet typpiatomit hapen kanssa, mikä estää N 2:n muodostumisen. molekyylejä.

Kun typpioksidia (II) ja happea sisältävä seos jäähdytetään, muodostuu typpioksidia (IV) NO 2. Hae edelleen erilaisia ​​muunnelmia muunnokset N02 typpihapoksi. Laimeaa typpihappoa saadaan liuottamalla NQ 2 veteen korotetussa lämpötilassa. Reaktio on annettu edellä (s. 75). Typpihappoa, jonka massaosuus on jopa 98 %, saadaan reagoimalla nestemäisen N 2 0 4 -seoksessa veden kanssa kaasumaisen hapen läsnä ollessa korkeassa paineessa. Näissä olosuhteissa samanaikaisesti typpihapon kanssa muodostuva typpioksidi (II) ehtii hapettua hapen vaikutuksesta NO 2:ksi, joka reagoi välittömästi veden kanssa. Tämä johtaa seuraavan yleisreaktion:

Ilmakehän typen muuttumisen typpihapoksi peräkkäisten reaktioiden koko ketju voidaan esittää seuraavasti:

Typpioksidin (IV) reaktiot veden ja hapen kanssa ovat melko hitaita, ja sen täydellinen muuttuminen typpihapoksi on lähes mahdotonta. Siksi typpihappoa tuottavat kasvit vapauttavat aina typen oksideja ilmakehään. Tehdaspiipusta tulee punertavaa savua - "ketun häntä". Savun väri johtuu NO 2 :n läsnäolosta. Suurella alueella suuren kasvin ympärillä metsät kuolevat typen oksideista. Havupuut ovat erityisen herkkiä N02-altistukselle.

Vedetön typpihappo on väritön neste, jonka tiheys on 1,5 g / cm 3 ja joka kiehuu 83 °C:ssa ja jäätyy -41,6 °C:ssa läpinäkyväksi kiteiseksi aineeksi. Ilmassa typpihappo savuaa kuin väkevä kloorivetyhappo, koska happohöyry muodostaa sumupisaroita ilmassa olevan vesihöyryn kanssa. Siksi typpihappoa, jonka vesipitoisuus on alhainen, kutsutaan savuava. Sillä on yleensä keltainen väri, koska se hajoaa valon vaikutuksesta muodostaen NO 2:ta. Savuvaa happoa käytetään suhteellisen harvoin.

Yleensä teollisuus tuottaa typpihappoa vesiliuoksena, jonka massaosuus on 65-68 %. Tällaista liuosta kutsutaan väkeväksi typpihapoksi. Liuokset, joiden HN03-massaosuus on alle 10 % - laimea typpihappo. Liuos, jonka massaosuus on 68,4 % (tiheys 1,41 g / cm 3 ) on atseotrooppinen seos kiehuvassa 122°C:ssa. Atseotrooppiselle seokselle on ominaista sekä nesteen että sen yläpuolella olevan höyryn sama koostumus. Siksi atseotrooppisen seoksen tislaus ei johda muutokseen sen koostumuksessa. Väkevässä hapossa on tavallisten HN03-molekyylien ohella hieman dissosioituneita ortonitrihappo H 3 N0 4 -molekyylejä.

Väkevä typpihappo passivoi joidenkin metallien, kuten raudan, alumiinin, kromin, pintaan. Kun nämä metallit joutuvat kosketuksiin väkevän HN:n kanssa () 3 kemiallinen reaktio ei mene. Tämä tarkoittaa, että ne lakkaavat reagoimasta hapon kanssa. Typpihappoa voidaan kuljettaa terässäiliöissä.

Sekä savuava että väkevä typpihappo ovat voimakkaita hapettimia. Kytevä puuhiili leimahtaa joutuessaan kosketuksiin typpihapon kanssa. Typpihappoon putoavat tärpättipisarat syttyvät ja muodostavat suuren liekin (kuva 20.3). Väkevä happo hapettaa rikin ja fosforin kuumennettaessa.

Riisi. 20.3.

Typpihappo seoksessa väkevän rikkihapon kanssa osoittaa emäksisiä ominaisuuksia. HN0-molekyylistä 3hydroksidi-ioni hajoaa ja nitroyyli(nitronium)NOJ-ioni muodostuu:

Nitroniumin tasapainopitoisuus on pieni, mutta tällainen seos nitraattia eloperäinen aine tämän ionin kanssa. Tästä esimerkistä seuraa, että liuottimen luonteesta riippuen aineen käyttäytyminen voi muuttua radikaalisti. Vedessä HN03 sillä on vahvan hapon ominaisuuksia, ja rikkihapossa se osoittautuu emäkseksi.

Laimeissa vesiliuoksissa typpihappo on lähes täysin ionisoitunut.

Konsentroiduissa typpihappoliuoksissa HN03-molekyylit toimivat hapettimena, ja laimeissa liuoksissa hapan ympäristö tukee NO 3 -ioneja. Siksi typpi, riippuen hapon pitoisuudesta ja metallin luonteesta, pelkistyy erilaisiksi tuotteiksi. Neutraalissa ympäristössä, eli typpihapon suoloissa, NO3-ionista tulee heikko hapetin, mutta kun neutraaleihin nitraattiliuoksiin lisätään vahvaa happoa, jälkimmäinen toimii typpihappona. Hapettavien ominaisuuksien voimakkuuden mukaan happamassa ympäristössä ioni N03 vahvempi kuin H+. Tästä seuraa seuraava tärkeä seuraus.

Typpihapon vaikutuksesta metalleihin vedyn sijasta vapautuu erilaisia ​​typen oksideja, ja reaktioissa aktiivisten metallien kanssa typpi pelkistyy NH*-ioniksi.

Tarkastellaan tärkeimpiä esimerkkejä metallien reaktioista typpihapon kanssa. Kupari reaktiossa laimean hapon kanssa pelkistää typen NO:ksi (katso edellä) ja reaktiossa väkevän hapon kanssa NO 2:ksi:

Rauta passivoidaan väkevällä typpihapolla ja keskipitoinen happo hapetetaan hapetusasteeseen +3:

Alumiini reagoi erittäin laimean typpihapon kanssa ilman kaasun kehittymistä, kun typpi pelkistyy NIIN-3, muodostaen ammoniumsuolaa:

Typpihapon suolat eli nitraatit tunnetaan kaikista metalleista. Joidenkin nitraattien vanhaa nimeä käytetään usein - salpietari(natriumnitraatti, kaliumnitraatti). Tämä on ainoa suolojen perhe, jossa kaikki suolat liukenevat veteen. N03-ioni ei ole värillinen. Siksi nitraatit joko osoittautuvat värittömiksi suoloiksi tai niiden koostumukseen sisältyy kationin väri. Useimmat nitraatit eristetään vesiliuoksista kiteisten hydraattien muodossa. Vedettömät nitraatit ovat NH4 N0 3ja alkalimetallinitraatit, paitsi LiN0 3*3H 2 0.

Nitraatteja käytetään usein vaihtoreaktioiden suorittamiseen liuoksissa. Alkalimetalli-, kalsium- ja ammoniumnitraatteja käytetään suuria määriä lannoitteina. Useiden vuosisatojen ajan kaliumnitraatilla oli suuri merkitys sotilasasioissa, koska se oli ainoan räjähdysainekoostumuksen - ruudin - komponentti. Sitä saatiin pääasiassa hevosten virtsasta. Virtsan sisältämä typpi, jossa bakteerit osallistuivat erityisiin nitraattikasoihin, muutettiin nitraateiksi. Kun saatu neste haihdutettiin, kaliumnitraatti kiteytyi ensin. Tämä

esimerkki osoittaa, kuinka rajalliset typpiyhdisteiden saantilähteet olivat ennen ammoniakkisynteesiteollisuuden kehittymistä.

Nitraattien lämpöhajoaminen tapahtuu alle 500 °C:n lämpötiloissa. Kun aktiivisten metallien nitraatteja kuumennetaan, ne muuttuvat nitriiteiksi hapen vapautuessa (katso edellä). Vähemmän aktiivisten metallien nitraatit termisessä hajoamisessa muodostavat metallioksidin, typpioksidin (1 U) ja happi:

Typpihappo HN0 2 tunnetaan vain laimeissa liuoksissa. Se on epävakaa, joten sitä ei ole olemassa puhtaassa muodossaan. Typpihapon kaava voidaan esittää kahtena tautomeerisena muotona:

Nitriitti-ionilla N02 on kulmikas muoto:

Kuumennettaessa typpihappo hajoaa:

Typpihapossa olevan typen hapetusaste on +3, mikä vastaa korkeimman (+5) ja alimman (-3) hapetusasteen välissä olevaa tilaa. Siksi typpihapolla on sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia.

Hapettaja:

Pelkistävä aine:

Typpihapon suolat - nitriitit - ovat pysyviä yhdisteitä ja liukenevat AgNO 2:ta lukuun ottamatta helposti veteen. Kuten itse typpihapolla, nitriiteillä on redox-ominaisuuksia.

Hapettaja:

Pelkistävä aine:

Reaktiota KI:n kanssa happamassa väliaineessa käytetään laajalti analyyttisessä kemiassa nitriitti-ionin NO 2 havaitsemiseen (vapaa jodi värjää tärkkelysliuoksen).

Useimmat typpihapon suolat ovat myrkyllisiä. Suurin sovellus on natriumnitriitti NaN0 2, jota käytetään laajasti orgaanisten väriaineiden, lääkkeiden valmistuksessa ja analyyttisessä kemiassa. Lääketieteessä sitä käytetään angina pectoriksen vasodilataattorina.

Typpihappoa HN0 3 voidaan saada laboratorio-olosuhteissa käyttämällä väkevää rikkihappoa NaN03:lle:

Typpihappoa valmistetaan kaupallisesti hapettamalla ammoniakkia katalyyttisesti ilmakehän hapella. Tämä menetelmä HN() 3:n saamiseksi koostuu useista vaiheista. Ensin ammoniakin ja ilman seos johdetaan platinakatalyytin yli 800 °C:ssa. Ammoniakki hapettuu NO:ksi:

Jäähtyessään NO hapettuu edelleen NO 2:ksi:

Tuloksena oleva NO 2 liukenee veteen muodostaen HN03:a:

Puhdas typpihappo on väritöntä nestettä, joka muuttuu kiteiseksi 42 °C:ssa. Ilmassa se "savuttaa", koska sen höyryt ilman kosteuden kanssa muodostavat pieniä sumupisaroita. Se sekoittuu veteen missä suhteessa tahansa. HN0 3:lla on litteä rakenne:

HN03:ssa oleva typpi on kertavarautunutta ja tetrakovalenttista. Nitraatti-ioni N0 3 on litteän kolmion muotoinen, mikä selittyy typen valenssiorbitaalien ^-hybridisaatiolla:

Typpihappo on yksi vahvimmista hapoista. Vesiliuoksissa se dissosioituu täysin H+- ja N03-ioneiksi.

Typpihapolle on ominaista yksinomaan hapettavat ominaisuudet. Typpihapon typpi on korkeimmassa hapetustilassa +5, joten se voi saada vain elektroneja. Typpihappo hajoaa jo valon vaikutuksesta vapauttamalla NO 2:ta ja 0 2:ta:

Typpihapon pitoisuudesta ja pelkistimen laadusta riippuen muodostuu erilaisia ​​tuotteita, joissa typen hapetusaste on +4 -

Väkevä typpihappo hapettaa useimmat metallit (paitsi kulta ja platina).

Kun väkevä HN03 on vuorovaikutuksessa matala-aktiivisten metallien kanssa, muodostuu yleensä NO 2:ta:

Laimennettu typpihappo pelkistyy kuitenkin tässä tapauksessa NO:ksi:

Jos aktiivisemmat metallit joutuvat hapetusreaktioon laimean typpihapon kanssa, N 3 0 vapautuu:

Erittäin laimea typpihappo, kun se on vuorovaikutuksessa aktiivisten metallien kanssa, pelkistyy ammoniumsuoloiksi:

Rauta reagoi helposti laimean typpihapon kanssa eikä reagoi väkevän typpihapon kanssa kylmässä. Kromi ja alumiini käyttäytyvät samalla tavalla. Tämä selittyy sillä, että näiden metallien pinnalle muodostuu oksidikalvoja, jotka estävät metallin hapettumisen edelleen (metallin passivointi).

Siten, kun typpihappo on vuorovaikutuksessa metallien kanssa, vetyä ei vapaudu.

Epämetallit hapettuvat happihapoiksi kuumennettaessa HN03:lla. Konsentraatiosta riippuen typpihappo pelkistetään NO 2:ksi tai NO:ksi:

Seosta, jossa on yksi tilavuus typpihappoa ja kolme tilavuutta väkevää suolahappoa kutsutaan kuninkaallinen vodka. Tämä seos on vahvempi hapetin ja liuottaa jalometalleja, kuten kultaa ja platinaa. Aqua regian vaikutus perustuu siihen, että HNO 3 hapettaa HC1:tä vapauttaen nitrosyylikloridia, joka hajoaa muodostaen atomiklooria ja NO:ta. Kloori toimii hapettavana aineena vuorovaikutuksessa metallien kanssa:

Vuorovaikutus kullan kanssa etenee reaktion mukaan

Typpihappo käyttäytyy pitoisuudesta riippuen eri tavalla sulfidien suhteen, joilla on pelkistäviä ominaisuuksia. Joten laimea typpihappo (jopa 20 %) hapettaa sulfidi-ionin S 2- neutraaliksi rikiksi ja pelkistyy itse NO:ksi. Väkevämpi typpihappo (30 % liuos) hapettaa S2:n SOf:ksi, samalla kun se pelkistyy NO:ksi:

Vedettömässä typpihapossa tapahtuu seuraavat tasapainoprosessit:

Nitraatti-ionin N0 3 tunnistamiseksi ja sen erottamiseksi nitriitti-ionista N0 2 käytetään useita reaktioita:

a) nitraatit emäksisessä ympäristössä voidaan pelkistää ammoniakiksi metalleilla - sinkillä tai alumiinilla:

• (Vapautunut kaasumainen ammoniakki voidaan havaita märän lakmuspaperin sinisestä väristä);
• b) rautasulfaatti (I) hapetetaan happamassa ympäristössä typpihapolla rautasulfaatiksi (III). Typpihappo pelkistyy NO:ksi, joka ylimäärällä FeSO^a muodostaa ruskean kompleksiyhdisteen:

Typpihapon suolat, joita kutsutaan nitraateiksi, ovat kiteisiä aineita, jotka liukenevat hyvin veteen. Kuumennettaessa ne hajoavat vapauttamalla 0 9 . Alkalimetalleja sisältävät nitraatit ja metallit, jotka seisovat standardielektrodipotentiaalien sarjassa magnesiumin (mukaan lukien magnesiumin) vasemmalla puolella, siirtyvät hapen poistuessa vastaaviksi nitriiteiksi:

Metallien nitraatit, jotka ovat vakioelektrodipotentiaalien sarjassa kuparin oikealla puolella, jakautuvat muodostamalla vapaita metalleja:

Muiden metallien nitraatit hajoavat oksideiksi:

Kvalitatiiviseen havaitsemiseen käytetään reaktiota

jonka seurauksena vapautuu ruskeaa kaasua (NO 9).

Koska nitraatit hajottavat helposti happea korkeissa lämpötiloissa ja ovat siksi hapettavia aineita, niitä käytetään syttyvien ja räjähdysherkkien seosten valmistukseen. Esimerkiksi ruuti on seos, jossa on 68 % KN0 3 , 15 % S ja 17 % C.

Tärkeimmät ovat NaNO , j (Chilen nitraatti), KN0 3 (kaliumnitraatti), NH 4 N0 3 (ammoniumnitraatti) ja Ca (NO: i) 2 (kalsiumnitraatti). Kaikkia näitä yhdisteitä käytetään maataloudessa lannoitteina.

Biologinen rooli typpeä. Typpi on makroelementti, joka on osa proteiinien, RNA:n ja DNA:n, hormonien, entsyymien, vitamiinien ja monien muiden elintärkeiden substraattien aminohappoja.

Typpihappo (HNO2) voi esiintyä vain liuoksena tai kaasuna. Ratkaisussa on miellyttävä sininen sävy ja vakaa nolla asteessa. Typpihapon kaasufaasia on tutkittu paljon paremmin kuin. Sen molekyylillä on litteä rakenne. Atomien muodostamat sidoskulmat ovat 102ᵒ ja 111ᵒ. Typpiatomi on sp2-hybridisaatiotilassa ja siinä on itse molekyyliin sitoutumaton elektronipari. Sen hapetusaste typpihapossa on +3. Atomien sidoksen pituus ei ylitä 0,143 nm. Tämä selittää tämän hapon sulamis- ja kiehumispisteet, jotka ovat vastaavasti 42 ja 158 astetta.

Typen hapetusaste yhdisteessä ei ole korkeampi tai matalampi. Tämä tarkoittaa, että typpihapolla voi olla sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia. Sen liuosta kuumennettaessa syntyy typpihappoa (sen kemiallista HNO3:a), typpidioksidia NO, väritöntä myrkyllistä kaasua ja vettä. Sen hapettavat ominaisuudet ilmenevät reaktiossa jodihapon kanssa (vettä, jodia ja NO:ta muodostuu).

Typpihapon pelkistysreaktiot pelkistyvät typpihapon tuotantoon. Kun saatetaan reagoimaan vetyperoksidin kanssa, muodostuu typpihapon vesiliuos. Vuorovaikutus vahvan mangaanihapon kanssa johtaa mangaaninitraatin ja typpihapon vesiliuoksen vapautumiseen.

Typpihappo, joutuessaan ihmiskehoon, aiheuttaa mutageenisia muutoksia, ts. erilaisia ​​mutaatioita. Se aiheuttaa laadullisen tai määrällisen muutoksen kromosomeissa.

Typpihapon suolat

Typpihapon suoloja kutsutaan nitriiteiksi. Ne kestävät paremmin korkeita lämpötiloja. Jotkut niistä ovat myrkyllisiä. Reagoiessaan vahvojen happojen kanssa ne muodostavat vastaavien metallien sulfaatteja ja typpihappoa, jonka vahvemmat hapot syrjäyttävät. Monia käytetään joidenkin väriaineiden valmistuksessa sekä lääketieteessä.

Natriumnitriittiä käytetään elintarviketeollisuudessa (lisäaine E250). Se on hygroskooppinen valkoinen tai kellertävä jauhe, joka hapettuu ilmassa natriumnitraatiksi. Se pystyy tappamaan bakteereja ja estämään hapettumisprosesseja. Näiden ominaisuuksien ansiosta sitä käytetään myös lääketieteessä vastalääkkeenä ihmisten tai eläinten myrkytyksessä syanidilla.