23 février 2018

L'acide nitrique est l'un des produits les plus importants utilisés par l'homme. La formule de la substance est HNO 3, elle a également une variété de propriétés physiques et caractéristiques chimiques qui le distingue des autres acides inorganiques. Dans notre article, nous étudierons les propriétés de l'acide nitrique, nous familiariserons avec les méthodes de sa production et examinerons également la portée de la substance dans diverses industries, la médecine et Agriculture.

Caractéristiques des propriétés physiques

Obtenu en laboratoire Acide nitrique, dont la formule structurelle est donnée ci-dessous, est un liquide incolore avec mauvaise odeur plus lourd que l'eau. Il s'évapore rapidement et a un point d'ébullition bas de +83 °C. Le composé se mélange facilement avec de l'eau dans toutes les proportions, formant des solutions de différentes concentrations. De plus, l'acide nitrique peut absorber l'humidité de l'air, c'est-à-dire qu'il s'agit d'une substance hygroscopique. Formule structurelle l'acide nitrique est ambigu et peut avoir deux formes.

Sous forme moléculaire, l'acide nitrique n'existe pas. Dans des solutions aqueuses de différentes concentrations, la substance a la forme des particules suivantes: H 3 O + - ions hydronium et anions du résidu acide - NO 3 -.

Interaction acide-base

L'acide nitrique, qui est l'un des acides les plus forts, entre dans des réactions de substitution, d'échange et de neutralisation. Oui, avec oxydes basiques le composé est impliqué dans les processus métaboliques, à la suite desquels du sel et de l'eau sont obtenus. La réaction de neutralisation est la propriété chimique de base de tous les acides. Les produits de l'interaction des bases et des acides seront toujours les sels et l'eau correspondants :

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

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Réactions avec les métaux

Dans la molécule d'acide nitrique, dont la formule est HNO 3, l'azote présente l'état d'oxydation le plus élevé, égal à +5, la substance a donc des propriétés oxydantes prononcées. En tant qu'acide fort, il est capable d'interagir avec les métaux dans la série d'activité des métaux jusqu'à l'hydrogène. Cependant, contrairement à d'autres acides, il peut également réagir avec des éléments métalliques passifs, tels que le cuivre ou l'argent. Les réactifs et les produits d'interaction sont déterminés à la fois par la concentration de l'acide lui-même et par l'activité du métal.

Acide nitrique dilué et ses propriétés

Si la fraction massique de HNO 3 est de 0,4 à 0,6, le composé présente toutes les propriétés d'un acide fort. Par exemple, il se dissocie en cations hydrogène et en anions de résidus acides. Indicateurs dans un environnement acide, par exemple, le tournesol violet, en présence d'un excès d'ions H +, change de couleur en rouge. La caractéristique la plus importante réactions de l'acide nitrique avec les métaux est l'incapacité de libérer de l'hydrogène, qui est oxydé en eau. Au lieu de cela, divers composés se forment - des oxydes d'azote. Par exemple, dans le processus d'interaction de l'argent avec des molécules d'acide nitrique, dont la formule est HNO 3, on trouve du monoxyde d'azote, de l'eau et du sel - nitrate d'argent. Le degré d'oxydation de l'azote dans l'anion complexe diminue, puisque trois électrons sont ajoutés.

Avec des éléments métalliques actifs tels que le magnésium, le zinc, le calcium, l'acide nitrique réagit pour former de l'oxyde nitrique, dont la valence est la plus petite, elle est de 1. Du sel et de l'eau se forment également :

4Mg + 10HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 + 4Mg (NO 3) 2 + 3H 2 O

Si l'acide nitrique, dont la formule chimique est HNO 3 , est très dilué, dans ce cas, les produits de son interaction avec les métaux actifs seront différents. Il peut s'agir d'ammoniac, d'azote libre ou de monoxyde d'azote (I). Tout dépend de facteurs externes, qui comprennent le degré de broyage du métal et la température du mélange réactionnel. Par exemple, l'équation de son interaction avec le zinc ressemblera à ceci :

Zn + 4HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

L'acide HNO 3 concentré (96-98%) dans les réactions avec les métaux est réduit en dioxyde d'azote, et cela ne dépend généralement pas de la position du métal dans la série N. Beketov. Cela se produit dans la plupart des cas, par exemple lors d'une interaction avec de l'argent.

Rappelons l'exception à la règle : dans des conditions normales, l'acide nitrique concentré ne réagit pas avec le fer, l'aluminium et le chrome, mais les passive. Cela signifie qu'un film d'oxyde protecteur se forme sur la surface métallique, empêchant tout contact ultérieur avec les molécules d'acide. Un mélange d'une substance avec de l'acide chlorhydrique concentré dans un rapport de 3: 1 est appelé eau régale. Elle a la capacité de dissoudre l'or.

Comment l'acide nitrique réagit avec les non-métaux

Les fortes propriétés oxydantes d'une substance conduisent au fait que dans ses réactions avec des éléments non métalliques, ces derniers passent sous la forme des acides correspondants. Par exemple, le soufre est oxydé en sulfate, le bore en acide borique et le phosphore en acides phosphatés. Les équations de réaction ci-dessous le confirment :

S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O

Obtention d'acide nitrique

La méthode de laboratoire la plus pratique pour obtenir une substance est l'interaction des nitrates avec de l'acide sulfaté concentré. Il est réalisé avec un faible chauffage, ne permettant pas à la température de monter, car dans ce cas le produit résultant se décompose.

Dans l'industrie, l'acide nitrique peut être obtenu de plusieurs manières. Par exemple, l'oxydation de l'ammoniac obtenu à partir de l'azote et de l'hydrogène atmosphériques. La production d'acide se déroule en plusieurs étapes. Les oxydes d'azote seront des produits intermédiaires. Tout d'abord, le monoxyde d'azote NO se forme, puis il est oxydé avec l'oxygène atmosphérique en dioxyde d'azote. Enfin, en réaction avec l'eau et l'excès d'oxygène, un acide nitrique dilué (40-60%) est produit à partir de NO 2 . S'il est distillé avec de l'acide sulfaté concentré, la fraction massique de HNO 3 en solution peut être augmentée à 98.

La méthode ci-dessus pour la production d'acide nitrique a été proposée pour la première fois par le fondateur de l'industrie de l'azote en Russie, I. Andreev, au début du 20e siècle.

Application

Comme nous nous en souvenons, la formule chimique de l'acide nitrique est HNO 3. Quelle caractéristique des propriétés chimiques détermine son utilisation si l'acide nitrique est un produit chimique à gros tonnage? Il s'agit d'une capacité oxydante élevée de la substance. Il est utilisé dans l'industrie pharmaceutique pour produire des médicaments. La substance sert matière première pour la synthèse de composés explosifs, plastiques, colorants. L'acide nitrique est utilisé dans équipement militaire comme oxydant pour carburant de fusée. Son grand volume est utilisé dans la production des types les plus importants engrais azotés- salpêtre. Ils aident à augmenter le rendement des cultures les plus importantes et à augmenter la teneur en protéines des fruits et de la masse verte.

Applications de nitrates

Après avoir examiné les principales propriétés, la production et l'utilisation de l'acide nitrique, nous nous concentrerons sur l'utilisation de ses composés les plus importants - les sels. Ils ne sont pas seulement engrais minéraux, certains d'entre eux ont grande importance dans l'industrie militaire. Par exemple, un mélange de 75 % de nitrate de potassium, 15 % de charbon fin et 5 % de soufre est appelé poudre noire. L'ammonal, un explosif, est obtenu à partir de nitrate d'ammonium, ainsi que de poudre de charbon et d'aluminium. Propriété intéressante sels d'acide nitrique est leur capacité à se décomposer lorsqu'ils sont chauffés.

De plus, les produits de réaction dépendront de l'ion métallique qui fait partie du sel. Si l'élément métallique est dans la série d'activité à gauche du magnésium, des nitrites et de l'oxygène libre se retrouvent dans les produits. Si le métal faisant partie du nitrate est situé du magnésium au cuivre inclus, lorsque le sel est chauffé, du dioxyde d'azote, de l'oxygène et de l'oxyde se forment. élément métallique. Sels d'argent, d'or ou de platine haute température forment du métal libre, de l'oxygène et du dioxyde d'azote.

Dans notre article, nous avons découvert quelle est la formule chimique de l'acide nitrique en chimie et quelles caractéristiques de ses propriétés oxydantes sont les plus importantes.

Acide nitrique

HNO3

Il a été prouvé expérimentalement que dans une molécule d'acide nitrique entre deux atomes d'oxygène et un atome d'azote, deux liaisons chimiques sont exactement les mêmes - une liaison et demie. L'état d'oxydation de l'azote est +5 et la valence est IV.

Propriétés physiques

Acide nitrique HNO3 sous sa forme pure - un liquide incolore avec une forte odeur suffocante, soluble à l'infini dans l'eau; t°pl.= -41°C; point d'ébullition = 82,6°С, r = 1,52 g/cm3 . En faible quantité, il se forme lors des décharges de foudre et est présent dans l'eau de pluie.

N2 +O2 décharges de foudre → 2NO2NO+O2 → 2NO2

Sous l'influence de la lumière, l'acide nitrique se décompose partiellement avec libération de NO2 et pour cette raison, il acquiert une couleur marron clair:

4HNO3 lumière → 4NO2 (gaz brun) + 2H2 Ah +À PROPOS2

L'acide nitrique à haute concentration libère des gaz dans l'air, qui se retrouvent dans une bouteille fermée sous forme de fumées brunes (oxydes d'azote). Ces gaz sont très toxiques, veillez donc à ne pas les inhaler. L'acide nitrique oxyde de nombreuses substances organiques. Le papier et les tissus sont détruits en raison de l'oxydation des substances qui composent ces matériaux. L'acide nitrique concentré provoque de graves brûlures en cas de contact prolongé et un jaunissement de la peau pendant plusieurs jours en cas de contact bref. Le jaunissement de la peau indique la destruction de la protéine et la libération de soufre (une réaction qualitative à l'acide nitrique concentré est une couleur jaune due à la libération de soufre élémentaire lorsque l'acide agit sur la protéine - une réaction de xantoprotéine). C'est-à-dire qu'il s'agit d'une brûlure cutanée. Porter des gants en caoutchouc lors de la manipulation d'acide nitrique concentré pour éviter les brûlures.

Reçu

1. Méthode de laboratoire SAVOIR3 +H2 DONC4 (conc) → KHSO4 + HNO3 (lorsqu'il est chauffé)2. Manière industrielle Elle se déroule en trois étapes : a) Oxydation de l'ammoniac sur un catalyseur au platine en NO 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2 O (Conditions : catalyseur - Pt, t = 500˚С)b) Oxydation du NO par l'oxygène atmosphérique en NO2 2NO+O2 → 2NO2 c) AUCUNE absorption2 l'eau en présence d'un excès d'oxygène4NO2 +O2 + 2H2 O ↔ 4HNO3

Propriétés chimiques

1. Acide très fort. Se dissocie presque complètement en solution aqueuse :

HNO 3 = H+ + NON 3 -

Réagit :

2. avec des oxydes basiques

CuO + 2HNO 3 = Cu(NON 3 ) 2 +H 2 O

CuO + 2H + + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - +H 2 O

ou CuO + 2H + = Cu 2+ +H 2 O

3. avec bases

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 +H 2 O

H + + NON 3 - + Na + +OH - =Na + + NON 3 - +H 2 O

ou H + +OH - =H 2 O

4. déplace les acides faibles de leurs sels


2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 +H 2 O+CO 2

2H + + 2NO 3 - + 2Na + +CO 3 2- = 2Na + + 2NO 3 - +H 2 O+CO 2

2H + +CO 3 2- =H 2 O+CO 2

Propriétés spécifiques de l'acide nitrique

Agent oxydant puissant

1. Se décompose à la lumière et lorsqu'il est chauffé

t°
4HNO 3 = 2H 2 O+4NO 2 +O 2

Acide nitrique- un liquide incolore à odeur piquante, densité 1,52 g/cm3, point d'ébullition 84°C, à une température de -41°C il se solidifie en un liquide incolore substance cristalline. Couramment utilisé dans la pratique, l'acide nitrique concentré contient 65 à 70 % de HNO3 (densité maximale 1,4 g/cm3) ; l'acide est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. Il existe également de l'acide nitrique fumant avec une concentration de 97 à 99%.

Acide nitriqueà fortes concentrations, il libère des gaz dans l'air qui, dans une bouteille fermée, se retrouvent sous forme de fumées brunes (oxydes d'azote). Ces gaz sont très toxiques, veillez donc à ne pas les inhaler. L'acide nitrique oxyde de nombreuses substances organiques. Le papier et les tissus sont détruits en raison de l'oxydation des substances qui composent ces matériaux. L'acide nitrique concentré provoque de graves brûlures en cas de contact prolongé et un jaunissement de la peau pendant plusieurs jours en cas de contact bref. Le jaunissement de la peau indique la destruction de la protéine et la libération de soufre (une réaction qualitative à l'acide nitrique concentré est une couleur jaune due à la libération de soufre élémentaire lorsque l'acide agit sur la protéine - une réaction de xantoprotéine). C'est-à-dire qu'il s'agit d'une brûlure cutanée.

Porter des gants en caoutchouc lors de la manipulation d'acide nitrique concentré pour éviter les brûlures. Dans le même temps, la manipulation de l'acide nitrique est moins dangereuse que, par exemple, l'acide sulfurique, il s'évapore rapidement et ne reste pas dans des endroits inattendus. Les pulvérisations d'acide nitrique doivent être lavées à grande eau et encore mieux humidifiées avec une solution de soude.

L'acide nitrique fumant se décompose partiellement au stockage sous l'action de la chaleur et à la lumière :

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

Plus la température est élevée et plus l'acide est concentré, plus la décomposition est rapide. Par conséquent, rangez-le dans un endroit frais et sombre. Le dioxyde d'azote libéré se dissout dans l'acide et lui donne une couleur brune.

L'acide dilué se prépare facilement en versant de l'acide concentré dans de l'eau.

L'acide nitrique dilué est stocké et transporté dans des conteneurs en acier au chrome, concentré - dans des conteneurs en aluminium, car. l'acide concentré passive l'aluminium, le fer et le chrome en raison de la formation de films d'oxydes insolubles :

2Al + 6HNO3 = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.

De petites quantités sont stockées dans bouteilles en verre. L'acide nitrique est très corrosif pour le caoutchouc. Par conséquent, les bouteilles doivent être munies de bouchons rodés ou en polyéthylène.

L'acide nitrique est principalement utilisé sous la forme solutions aqueuses, fait partie de parties constitutives eau régale, contenue dans les acides de dosage. Dans l'industrie, ils sont utilisés pour obtenir des engrais azotés combinés, pour dissoudre des minerais et des concentrés, dans la production d'acide sulfurique, de divers produits nitrés organiques, dans la technologie des fusées comme oxydant de carburant, etc.

Production industrielle d'acide nitrique

Les méthodes industrielles modernes de production d'acide nitrique sont basées sur l'oxydation catalytique de l'ammoniac avec l'oxygène atmosphérique. Lors de la description des propriétés de l'ammoniac, il a été indiqué qu'il brûle dans l'oxygène et que les produits de réaction sont de l'eau et de l'azote libre. Mais en présence de catalyseurs, l'oxydation de l'ammoniac par l'oxygène peut se dérouler différemment.

Si vous passez un mélange d'ammoniac avec de l'air sur le catalyseur, puis à 750 ° C et une certaine composition du mélange, une transformation presque complète se produit

Le NO formé passe facilement en NO2 qui, avec l'eau en présence d'oxygène atmosphérique, donne de l'acide nitrique.

Les alliages à base de platine sont utilisés comme catalyseurs dans l'oxydation de l'ammoniac.
L'acide nitrique obtenu par oxydation de l'ammoniac a une concentration ne dépassant pas 60 %. Si nécessaire, il est concentré,
L'industrie produit de l'acide nitrique dilué avec une concentration de 55, 47 et 45%, et concentré - 98 et 97%,

L'utilisation de l'acide nitrique

L'acide nitrique est utilisé dans la production d'engrais azotés et combinés (nitrate de sodium, d'ammonium, de calcium et de potassium, nitrophos, nitrophoska), de divers sels de sulfate, d'explosifs (trinitrotoluène, etc.), de colorants organiques.

En synthèse organique, un mélange d'acide nitrique concentré et d'acide sulfurique est largement utilisé - le "mélange de nitration".

En métallurgie, l'acide nitrique est utilisé pour dissoudre et décaper les métaux, ainsi que pour séparer l'or et l'argent. De plus, l'acide nitrique est utilisé dans l'industrie chimique, dans la production d'explosifs, dans la production d'intermédiaires pour la production de colorants synthétiques et d'autres produits chimiques.

L'acide nitrique technique est utilisé dans le nickelage, la galvanisation et le chromage de pièces, ainsi que dans l'industrie de l'imprimerie. L'acide nitrique est largement utilisé dans les industries laitière et électrique.

Densité de solutions de différentes concentrations d'acide nitrique

Densité, g/cm 3	Concentration		Densité, g/cm 3	Concentration
		g/l.			g/l.
1, 000	0, 3296	3, 295	1, 285	46, 06	591, 9
1, 005	1, 255	12, 61	1, 290	46, 85	604, 3
1, 010	2, 164	21, 85	1, 295	47, 63	616, 8
1, 015	3, 073	31, 19	1, 300	48, 42	629, 5
1, 020	3, 982	40, 61	1, 305	49, 21	642, 1
1, 025	4, 883	50, 05	1, 310	50, 00	644, 7
1, 030	5, 784	59, 57	1, 315	50, 85	668, 5
1, 035	6, 661	68, 93	1, 320	51, 71	682, 4
1, 040	7, 530	78, 32	1, 325	52, 56	696, 3
1, 045	8, 398	87, 77	1, 330	53, 41	710, 1
1, 050	9, 259	97, 22	1, 335	54, 27	724, 0
1, 055	10, 12	106, 7	1, 340	55, 13	738, 5
1, 060	10, 97	116, 3	1, 345	56, 04	753, 6
1, 065	11, 81	125, 8	1, 350	56, 95	768, 7
1, 070	12, 65	135, 3	1, 355	57, 87	783, 8
1, 075	13, 48	145, 0	1, 360	58, 78	799, 0
1, 080	14, 31	154, 6	1, 365	59, 69	814, 7
1, 085	15, 13	164, 1	1, 370	60, 67	831, 1
1, 090	15, 95	173, 8	1, 375	61, 69	848, 1
1, 095	16, 76	183, 5	1, 380	62, 70	865, 1
1, 100	17, 58	193, 3	1, 385	63, 72	882, 8
1, 105	18, 39	203, 1	1, 390	64, 74	900, 4
1, 110	19, 19	213, 0	1, 395	65, 84	918, 1
1, 115	20, 00	223, 0	1, 400	66, 97	937, 6
1, 120	20, 79	232, 9	1, 405	68, 10	956, 6
1, 125	21, 59	242, 8	1, 410	69, 23	976, 0
1, 130	22, 38	252, 8	1, 415	70, 34	996, 2
1, 135	23, 16	262, 8	1, 420	71, 63	1017
1, 140	23, 94	272, 8	1, 425	72, 86	1038
1, 145	24, 71	282, 9	1, 430	74, 09	1059
1, 150	25, 48	292, 9	1, 435	74, 35	1081
1, 155	26, 24	303, 1	1, 440	76, 71	1105
1, 160	27, 00	313, 2	1, 445	78, 07	1128
1, 165	27, 26	323, 4	1, 450	79, 43	1152
1, 170	28, 51	333, 5	1, 455	80, 88	1177
1, 175	29, 25	343, 7	1, 460	82, 39	1203
1, 180	30, 00	354, 0	1, 465	83, 91	1229
1, 185	30, 74	364, 2	1, 470	8550	1257
1, 190	31, 47	374, 5	1, 475	87, 29	1287
1, 195	32, 21	385, 0	1, 480	89, 07	1318
1, 200	32, 94	395, 3	1, 485	91, 13	1353
1, 205	33, 68	405, 8	1, 490	93, 19	1393
1, 210	34, 41	416, 3	1, 495	95, 46	1427
1, 215	35, 16	427, 1	1, 500	96, 73	1450
1, 220	35, 93	438, 3	1, 501	96, 98	1456
1, 225	36, 70	449, 6	1, 502	97, 23	1461
1, 230	37, 48	460, 9	1, 503	97, 49	1465
1, 235	38, 25	472, 4	1, 504	97, 74	1470
1, 240	39, 02	483, 8	1, 505	97, 99	1474
1, 245	39, 80	495, 5	1, 506	98, 25	1479
1, 250	40, 58	505, 2	1, 507	98, 50	1485
1, 255	41, 36	519, 0	1, 508	98, 76	1490
1, 260	42, 14	530, 9	1, 509	99, 01	1494
1, 265	42, 92	542, 9	1, 510	99, 26	1499
1, 270	43, 70	555, 0	1, 511	99, 52	1503
1, 275	44, 48	567, 2	1, 512	99, 74	1508
1, 280	45, 27	579, 4	1, 513	100, 00	1513

Acide nitrique- un liquide incolore "fumant" à l'odeur piquante. Formule chimique de HNO3.

propriétés physiques. A une température de 42°C, il se solidifie sous forme de cristaux blancs. L'acide nitrique anhydre bout à pression atmosphérique et 86°C. Se mélange avec de l'eau dans des proportions arbitraires.

Sous l'influence de la lumière, le HNO3 concentré se décompose en oxydes d'azote :

Le HNO3 est stocké dans un endroit frais et sombre. La valence de l'azote est de 4, l'état d'oxydation est de +5, le nombre de coordination est de 3.

HNO3 est un acide fort. En solution, il se décompose complètement en ions. Interagit avec les oxydes basiques et les bases, avec les sels d'acides plus faibles. HNO3 a un fort pouvoir oxydant. Capable de récupérer avec la formation simultanée de nitrate en composés, en fonction de la concentration, de l'activité du métal en interaction et des conditions :

1) concentré HN03, en interaction avec les métaux peu actifs, est réduit en monoxyde d'azote (IV) NO2 :

2) si l'acide est dilué, alors il est réduit en monoxyde d'azote (II) NO :

3) plus de métaux actifs réduisent l'acide dilué en oxyde nitrique (I) N2O :

Un acide très dilué est réduit en sels d'ammonium :

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti ne réagissent pas avec le HNO3 concentré, tandis que Al, Fe, Co et Cr sont « passivés ».

4) HNO3 réagit avec les non-métaux en les réduisant en acides correspondants, tandis qu'il est lui-même réduit en oxydes :

5) HNO3 oxyde certains cations et anions et composés covalents inorganiques.

6) interagit avec de nombreux composés organiques - la réaction de nitration.

Production industrielle d'acide nitrique : 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Ammoniac– Le NO est converti en NO2 qui, avec l'eau en présence d'oxygène atmosphérique, donne de l'acide nitrique.

Le catalyseur est des alliages de platine. Le HNO3 résultant n'est pas supérieur à 60%. Si nécessaire, il est concentré. L'industrie produit du HNO3 dilué (47 à 45 %) et du HNO3 concentré (98 à 97 %). L'acide concentré est transporté dans des réservoirs en aluminium, l'acide dilué dans des réservoirs en acier résistant aux acides.

34. Phosphore

Phosphore(R) est dans la 3ème période, dans le groupe V, le sous-groupe principal du système périodique de D.I. Mendeleev. Nombre ordinal 15, charge nucléaire +15, Ar = 30,9738 au. m ... a 3 niveaux d'énergie, il y a 15 électrons sur la couche d'énergie, dont 5 sont de valence. Le phosphore a un sous-niveau d. Configuration électronique R : 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. L'hybridation sp3 est caractéristique, moins souvent sp3d1. Valence de phosphore - III, V. L'état d'oxydation le plus caractéristique est +5 et -3, moins caractéristique : +4, +1, -2, -3. Le phosphore peut présenter à la fois des propriétés oxydantes et réductrices : accepter et donner des électrons.

Structure de la molécule : la capacité à former une liaison α est moins prononcée que celle de l'azote - à température ordinaire en phase gazeuse, le phosphore se présente sous la forme de molécules P4, qui ont la forme de pyramides équilatérales avec des angles de 60 °. Les liaisons entre les atomes sont covalentes, non polaires. Chaque atome P de la molécule est lié par trois autres liaisons atomiques.

Propriétés physiques: le phosphore forme trois modifications allotropiques : blanc, rouge et noir. Chaque modification a son propre point de fusion et de congélation.

Propriétés chimiques:

1) lorsqu'il est chauffé, P4 se dissocie de manière réversible :

2) au dessus de 2000 °C P2 se décompose en atomes :

3) le phosphore forme des composés avec les non-métaux :

Il se combine directement avec tous les halogènes : 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

Lors de l'interaction avec les métaux, le phosphore forme des phosphures :

En se combinant avec l'hydrogène, il forme du gaz phosphine : Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

En interagissant avec l'oxygène, il forme de l'anhydride P2O5 : P4 + 5O2 = 2P2O5.

Reçu: le phosphore est obtenu par calcination du mélange Ca3(P O4 )2 avec du sable et du coke dans un four électrique à une température de 1500 °C sans accès d'air : 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

Dans la nature, le phosphore n'existe pas sous sa forme pure, mais se forme à la suite d'une activité chimique. Les principaux composés naturels du phosphore sont des minéraux : Ca3(PO4)2 - phosphorite ; Ca3(PO4)2?CaF2 (ou CaCl) ou Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 est de l'apatite. Véliko importance biologique phosphore. Le phosphore fait partie de certaines protéines végétales et animales : protéines du lait, du sang, du cerveau et des tissus nerveux. On en trouve une grande quantité dans les os des vertébrés sous forme de composés : 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 et 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Le phosphore est un composant essentiel des acides nucléiques, jouant un rôle dans la transmission des informations héréditaires. Le phosphore se trouve dans l'émail des dents, dans les tissus sous forme de lécithine, un composé de graisses avec des esters de phosphoroglycérol.

Acide nitrique : propriétés et réactions,
production sous-jacente

9e année

En venant à un cours de chimie, les gars veulent apprendre de nouvelles choses et appliquer leurs connaissances, ils aiment particulièrement obtenir des informations et expérimenter par eux-mêmes. Cette leçon est conçue pour que, en étudiant nouveau matériel, les élèves pourraient s'appuyer sur les connaissances acquises antérieurement : la structure de l'atome d'azote, les types liaison chimique, dissociation électrolytique, réactions redox, précautions de sécurité pendant l'expérience.

Buts. Répéter la classification et les propriétés des oxydes d'azote, ainsi que les propriétés générales l'acide nitrique à la lumière de la théorie de la dissociation électrolytique (TED). Familiariser les étudiants avec les propriétés oxydantes de l'acide nitrique en utilisant l'exemple de l'interaction des acides dilués et concentrés avec les métaux. Donner une idée des méthodes d'obtention de l'acide nitrique et de ses domaines d'application.

Équipement. Sur chaque table devant les élèves se trouve un plan de cours, un schéma de l'interaction de l'acide nitrique avec les métaux, un ensemble de réactifs, des tests pour consolider le matériel étudié.

Plan n u r o k a

oxydes d'azote.

La composition et la structure de la molécule d'acide nitrique.

Propriétés physiques de l'acide nitrique.

Propriétés chimiques de l'acide nitrique.

Obtention d'acide nitrique.

Application d'acide nitrique.

Consolidation du matériel (test par options).

PENDANT LES COURS

oxydes d'azote

Professeur.Rappelez-vous et écrivez les formules des oxydes d'azote. Quels oxydes sont dits salifiants, lesquels ne salifiants pas ? Pourquoi?

Les élèves écrivent indépendamment les formules de cinq oxydes d'azote, les nomment, se souviennent des acides oxygénés contenant de l'azote et établissent une correspondance entre les oxydes et les acides. Un des étudiants écrit sur le tableau noir (table).

Tableau

Comparaison des oxydes d'azote, des acides et des sels

Expérience de démonstration :
interaction de l'oxyde nitrique (IV) avec l'eau

Professeur. dans un récipient avec NON 2 ajouter un peu d'eau et agiter le contenu, puis tester la solution obtenue avec du tournesol.

Que voyons-nous ? La solution devient rouge en raison de la formation de deux acides.

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3.

Etat d'oxydation de l'azote dans NON 2 est égal à +4, c'est-à-dire il est intermédiaire entre +3 et +5, qui sont plus stables en solution, par conséquent, deux acides correspondent à l'oxyde nitrique (IV) à la fois - nitreux et nitrique.

Composition et structure de la molécule

Professeur.Ecrivez au tableau formule moléculaire l'acide nitrique, calculer son poids moléculaire et noter les états d'oxydation des éléments. Faire des formules structurelles et électroniques.

Les élèves inventent les formules suivantes (Fig. 1).

Riz. 1. Mauvaises formules structurelles et électroniques de l'acide nitrique

Professeur.Selon ces formules, dix électrons tournent autour de l'azote, mais ce n'est pas possible, car. l'azote est dans la deuxième période et, tout au plus, il ne peut avoir que huit électrons sur la couche externe. Cette contradiction est éliminée si l'on suppose qu'une liaison covalente se forme entre l'atome d'azote et l'un des atomes d'oxygène selon le mécanisme donneur-accepteur(Fig. 2).

Riz. 2. Formule électronique de l'acide nitrique.
Les électrons de l'atome d'azote sont indiqués par des points noirs

Ensuite, la formule structurelle de l'acide nitrique pourrait être représentée comme suit(Fig. 3) :

Riz. 3. Formule développée de l'acide nitrique
(lien donneur-accepteur indiqué par une flèche)

Cependant, il a été prouvé expérimentalement que la double liaison est uniformément répartie entre deux atomes d'oxygène. L'état d'oxydation de l'azote dans l'acide nitrique est de +5 et la valence (note) est de quatre, car il n'y a que quatre paires d'électrons communes.

Propriétés physiques de l'acide nitrique

Professeur.Avant vous êtes des flacons d'acide nitrique dilué et concentré. Décrire propriétés physiques que vous regardez.

Les élèves décrivent l'acide nitrique comme un liquide plus lourd que l'eau, de couleur jaunâtre, avec une odeur piquante. La solution d'acide nitrique est incolore et inodore.

Professeur. J'ajouterai que le point d'ébullition de l'acide nitrique est de +83 °C, le point de congélation est de -41 °C, c'est-à-dire dans des conditions normales, c'est un liquide. L'odeur piquante et le fait qu'elle jaunisse pendant le stockage s'expliquent par le fait que l'acide concentré est instable et se décompose partiellement sous l'influence de la lumière ou de la chaleur.

Propriétés chimiques de l'acide

Professeur. Avec quelles substances les acides interagissent-ils ?(Nom de l'étudiant.)

Voici les réactifs, faites les réactions listées * et notez vos observations (les réactions doivent être enregistrées à la lumière du TED).

Passons maintenant à propriétés spécifiques acide nitrique.

Nous avons constaté que l'acide jaunit pendant le stockage, nous allons maintenant le prouver. réaction chimique:

4HNO 3 \u003d 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.

(Les élèves écrivent indépendamment le bilan électronique de la réaction.)

"Gaz brun" émis(NO2) taches d'acide.

Cet acide se comporte surtout vis-à-vis des métaux. Vous savez que les métaux déplacent l'hydrogène des solutions acides, mais cela ne se produit pas lorsqu'ils interagissent avec l'acide nitrique.

Regardez le diagramme sur votre bureau (Fig. 4), qui montre quels gaz sont libérés lorsque des acides de différentes concentrations réagissent avec des métaux. (Travailler avec le schéma.)

Riz. 4. Schéma de l'interaction de l'acide nitrique avec les métaux

Expérience de démonstration :
réaction de l'acide nitrique concentré avec le cuivre

Une démonstration très efficace de la réaction de l'acide nitrique (conc.) avec de la poudre de cuivre ou des morceaux de fil de cuivre finement hachés :

Les élèves écrivent indépendamment le bilan électronique de la réaction :

Production d'acide

Professeur. La leçon sera incomplète si nous ne considérons pas la question de l'obtention d'acide nitrique.

Voie laboratoire : l'action de l'acide sulfurique concentré sur les nitrates (Fig. 5).

NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3.

Dans l'industrie l'acide est principalement produit par la méthode à l'ammoniaque.

Riz. 5. Pour obtenir de l'acide nitrique en laboratoire jusqu'à présent
il est pratique d'utiliser l'ancienne verrerie chimique - cornue

La méthode d'obtention d'acide à partir d'azote et d'oxygène à des températures supérieures à 2000 ° C (arc électrique) n'a pas reçu beaucoup de diffusion.

En Russie, l'histoire de l'obtention d'acide nitrique est associée au nom de l'ingénieur chimiste Ivan Ivanovich Andreev (1880–1919).

En 1915, il crée la première unité de production d'acide à partir d'ammoniac et met en œuvre la méthode développée à l'échelle d'une usine en 1917. La première usine est construite à Donetsk.

Cette méthode comprend plusieurs étapes.

1) Préparation du mélange ammoniac-air.

2) Oxydation de l'ammoniac par l'oxygène atmosphérique sur une grille de platine :

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

3) Poursuite de l'oxydation du monoxyde d'azote (II) en monoxyde d'azote (IV) :

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

4) Dissoudre l'oxyde nitrique (IV) dans l'eau et obtenir de l'acide :

3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NON.

Si la dissolution est effectuée en présence d'oxygène, alors tout l'oxyde nitrique (IV) passe dans l'acide nitrique.

5) L'étape finale production d'acide nitrique - purification des gaz s'échappant dans l'atmosphère des oxydes d'azote. La composition de ces gaz : jusqu'à 98 % d'azote, 2 à 5 % d'oxygène et 0,02 à 0,15 % d'oxydes d'azote. (L'azote était à l'origine dans l'air prélevé pour oxyder l'ammoniac.) Si les oxydes d'azote dans ces gaz d'échappement sont supérieurs à 0,02 %, ils sont spécialement réduits catalytiquement en azote, car même de si petites quantités de ces oxydes entraînent de gros problèmes environnementaux.

Après tout ce qui a été dit, la question se pose : pourquoi avons-nous besoin d'acide ?

Application acide

Professeur.L'acide nitrique est utilisé pour produire : des engrais azotés, et principalement nitrate d'ammonium(comment est-il obtenu ?); explosifs (pourquoi ?) ; colorants; nitrates, dont il sera question dans la prochaine leçon.

Fixation du matériel

Enquête de classe frontale

- Pourquoi l'état d'oxydation de l'azote dans l'acide nitrique est-il de +5 et la valence est-elle de quatre ?

Avec quels métaux l'acide nitrique ne réagit-il pas ?

- Vous devez reconnaître les acides chlorhydrique et nitrique, il y a trois métaux sur la table - le cuivre, l'aluminium et le fer. Comment allez-vous le faire et pourquoi ?

Test

Option 1

1. Quelle série de nombres correspond à la répartition des électrons sur les niveaux d'énergie dans l'atome d'azote ?

1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.

2. Complétez les équations des réactions pratiquement réalisables :

1) HNO 3 (diff.) + Cu … ;

2) Zn + HNO 3 (concentré) ... ;

3) HNO3 + MgCO3... ;

4) CuO + KNO3 ... .

3. Indiquez quelle équation illustre une des étapes de la production industrielle de l'acide nitrique.

1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O;

2) 5HNO 3 + 3P + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO ;

3) N 2 + O 2 \u003d 2NO.

4. L'état d'oxydation négatif se manifeste par l'azote dans le composé :

1) N2O; 2) NON ; 3) NON 2 ; 4) Na3N.

5. L'interaction des copeaux de cuivre avec l'acide nitrique concentré conduit à la formation de :

1) NON 2 ; 2) NON ; 3) N2 ; 4) NH3.

Option 2

1. La valeur de la plus haute valence de l'azote est :

1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.

2. Notez l'interaction possible de l'acide nitrique concentré avec les métaux suivants : sodium, aluminium, zinc, fer, chrome.

3. Sélectionnez les substances qui sont des matières premières pour la production d'acide nitrique :

1) azote et hydrogène ;

2) ammoniac, air et eau ;

3) nitrates.

4. L'acide nitrique concentré ne réagit pas avec :

1) dioxyde de carbone ;

2) acide hydrochlorique;

3) carbone ;

4) hydroxyde de baryum.

5. Lorsqu'un acide très dilué réagit avec le magnésium, il se forme :

1) NON 2 ; 2) NON ; 3) N2O; 4) NH4NO3.

Réponses aux tests Option 1. 1 – 4; 1) 8HNO 3 (diff.) + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O ; 2) Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O; 3) 2HNO 3 + MgCO 3 = Mg(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O; 3 – 1; 4 – 4; 5 – 1. Variante 2. 1 – 4; Na + 2HNO 3 (conc.) = NaNO 3 + NO 2 + H 2 O, Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O; 3 – 2; 4 – 1; 5 – 4.

* Par exemple, vous pouvez inviter les gars à faire les expériences de laboratoire suivantes.

1) Dans un tube à essai contenant une solution d'acide nitrique, ajoutez du tournesol et ajoutez progressivement une solution d'hydroxyde de sodium. Notez vos observations.

2) Mettez de la craie dans un tube à essai, ajoutez de l'acide nitrique dilué.

3) Mettez de l'oxyde de cuivre (II) dans un tube à essai, ajoutez de l'acide nitrique dilué. De quelle couleur est la solution ? Fixez le tube à essai dans le support et réchauffez-le. Comment la couleur de la solution change-t-elle ? Que signifie le changement de couleur ? - Note. éd.