Lämmastikhape - oluline, kuid ohtlik keemiline reaktiiv

Keemilised reaktiivid, laboriseadmed ja instrumendid, sama hästi kui klaasilabori klaasnõud või muudest materjalidest on iga kaasaegse tööstus- või uurimislabori komponendid. Selles loendis, nagu ka palju sajandeid tagasi, on eriline koht ainetel ja ühenditel, kuna need esindavad peamist keemilist alust, ilma milleta on võimatu läbi viia isegi kõige lihtsamat katset või analüüsi.

Kaasaegses keemias on tohutul hulgal keemilisi reaktiive: leelised, happed, reaktiivid, soolad ja teised. Nende hulgas on happed kõige levinum rühm. Happed on komplekssed vesinikku sisaldavad ühendid, mille aatomeid saab asendada metalliaatomitega. Nende rakendusala on lai. See hõlmab paljusid tööstusharusid: keemia, masinaehitus, nafta rafineerimine, toiduained, aga ka meditsiin, farmakoloogia, kosmetoloogia; kasutatakse laialdaselt igapäevaelus.

Lämmastikhape ja selle määratlus

viitab ühealuselistele hapetele ja on tugev reagent. Tegemist on läbipaistva vedelikuga, mis võib pikaajalisel soojas ruumis hoidmisel olla kollaka varjundiga, kuna positiivsel (toa)temperatuuril kogunevad sellesse lämmastikoksiidid. Kuumutamisel või otsese päikesevalguse käes muutub see lämmastikdioksiidi eraldumise protsessi tõttu pruuniks. Suitseb kokkupuutel õhuga. See hape on terava lõhnaga tugev oksüdeerija, mis reageerib enamiku metallidega (välja arvatud plaatina, roodium, kuld, tantaal, iriidium ja mõned teised), muutes need oksiidideks või nitraatideks. See hape lahustub hästi vees ja mis tahes vahekorras, piiratud - eetris.

Lämmastikhappe vabanemise vorm sõltub selle kontsentratsioonist:

- tavaline - 65%, 68%;
- suitsune - 86% või rohkem. "Suitsu" värvus võib olla valge, kui kontsentratsioon on vahemikus 86% kuni 95%, või punane üle 95%.

Kviitung

Praegu läbib kõrge või nõrgalt kontsentreeritud lämmastikhappe tootmine järgmisi etappe:
1. sünteetilise ammoniaagi katalüütilise oksüdeerimise protsess;
2. selle tulemusena - lämmastikgaaside segu saamine;
3. veeimavus;
4. lämmastikhappe kontsentreerimise protsess.

Ladustamine ja transport

See reaktiiv on kõige agressiivsem hape, Seetõttu esitatakse selle transportimiseks ja ladustamiseks järgmised nõuded:
- hoida ja transportida spetsiaalsetes kroomterasest või alumiiniumist hermeetiliselt suletud mahutites, samuti pudelites laboriklaas.

Igal konteineril on kiri "Ohtlik".

Kus kemikaali kasutatakse?

Lämmastikhappe ulatus on praegu tohutu. See hõlmab paljusid tööstusharusid, näiteks:
- keemiline (lõhkeainete, orgaaniliste värvainete, plastide, naatriumi, kaaliumi, plastide, teatud tüüpi hapete, tehiskiu tootmine);
- põllumajanduslik (lämmastikmineraalväetiste või salpeetri tootmine);
- metallurgiline (metallide lahustamine ja peitsimine);
- farmakoloogiline (sisaldub nahamoodustiste eemaldamise preparaatides);
- ehete tootmine (väärismetallide ja sulamite puhtuse määramine);
- sõjaline (sisaldub lõhkeainetes nitreeriva ainena);
- rakett ja kosmos (üks raketikütuse komponentidest);
- ravim (tüügaste ja muude nahamoodustiste kauteriseerimiseks).

Ettevaatusabinõud

Lämmastikhappega töötamisel tuleb arvestada, et see keemiline reagent on tugev hape, mis kuulub 3. ohuklassi ainete hulka. Laboritöötajatele, aga ka selliste ainetega töötamiseks volitatud isikutele kehtivad erieeskirjad. Et vältida otsest kokkupuudet reaktiiviga, tuleb kõik tööd teha rangelt spetsiaalses riietuses, mille hulka kuuluvad: happekindlad kindad ja jalanõud, kombinesoonid, nitriilkindad, samuti prillid ja respiraatorid, kui vahendid hingamis- ja nägemisorganite kaitseks. Nende nõuete eiramine võib kaasa tuua kõige tõsisemad tagajärjed: kokkupuutel nahaga - põletused, haavandid ja sissehingamisel - mürgistus kuni kopsuturseni.

Kaasaegne keemia on teadus, mis töötab suure hulga reaktiividega. Need võivad olla soolad, reaktiivid, leelised. Kuid kõige arvukam rühm on happed. Need on vesinikul põhinevad kompleksühendid. Sel juhul saab võõraatomeid siin asendada metalliaatomitega. Happeid kasutatakse erinevates inimtegevuse harudes. Näiteks meditsiinis, toiduainetööstuses, kodutarvete tootmises. Seetõttu tuleks seda reaktiivide rühma eriti hoolikalt uurida.

Põhiteave lämmastikhappe kohta

See on tugev reagent, mis kuulub monokomponentsete hapete kategooriasse. See näeb välja nagu tavaline selge vedelik. Mõnikord on kollakas toon. See on tingitud asjaolust, et soojal temperatuuril koguneb pinnale lämmastikoksiid. Lämmastikdioksiid võib ilmneda ka pruuni sadena. Kuid see juhtub päikese all. Õhuga kokkupuutel hakkab hape tugevalt suitsema. Lisaks reageerib see tavaliselt metallidega. See lahustub vees suurepäraselt, kuid eetri puhul on mitmeid piiranguid.

Millised vabastamise vormid on olemas? Kokku jagatakse kaks - tavaline (kontsentratsioon 65-68%) ja suitsune (vähemalt 85%). Sel juhul võib suitsu värvus olla väga erinev. Kui kontsentratsioon on 86-95%, siis on see valge. Kas protsent on suurem? Siis näete punast.

Kviitungi protsess

Tänapäeval ei erine see nii tugeva kui ka nõrga kontsentratsiooni puhul. Seda saab jagada mitmeks etapiks.

Toimub sünteetilise ammoniaagi kristalne oksüdatsioon.
On vaja oodata, kuni moodustuvad lämmastikgaasid.
Kogu koostises sisalduv vesi imendub.
Viimases etapis on vaja oodata, kuni hape saavutab vajaliku kontsentratsiooni.

Kuidas toimub ladustamine ja transport?

See reaktiiv ei kuulu eriti agressiivsete kategooriasse. Seetõttu ei ole ladustamisel ja transportimisel nii palju nõudeid. Hapet tuleb hoida suletud alumiiniumist või kroomterasest anumates. Sobib ka laboriklaas. Mis puutub paakidesse, siis need peaksid olema märgistatud "Ohtlikud". Sama kehtib ka väikeste konteinerite kohta.

Ettevaatusabinõud kasutamisel

See keemiline reaktiiv kuulub tugevate hapete hulka. Sellel on III ohuklass. Isikud, kellel on lubatud selle ainega töötada, peavad saama vastavad juhised. Ruumis peate olema spetsiaalses riietuses. See sisaldab kombinesooni, kindaid, respiraatoreid, kaitseprille. Vaja on individuaalseid hingamisteede ja silmade kaitsevahendeid. Ohutusnõuete eiramise tagajärjed võivad olla tõsised. Kui hape satub nahale, põhjustab see põletusi ja haavandeid. Kas sa hingad selle sisse? Siis saate tugeva mürgituse või isegi kopsuturse. Seega tuleb laborites korraldada pidev jälgimine, paluda töötajaid juhendada ohutusmeetmete osas.

Kus kasutatakse lämmastikhapet?

Tänu oma keemilistele omadustele kasutatakse seda hapet paljudes tööstusharudes. Eraldi tuleks välja tuua mõned. Esiteks on see tööstus. Selle abil saate tehiskiude hõlpsalt sünteesida. Lisaks on sageli mootoriõli valmistamisel põhikomponendiks lämmastikhape. Kindlasti teate, et seda kasutatakse metallurgias. Sellega saate metalle lahustada ja söövitada. On olemas spetsiaalne tööstuslik lämmastikhape, mis saab kirjeldatud probleemide lahendamisel paremini hakkama.

Rakendus igapäevaelus

Sellest valmistatakse tooteid, mis võimaldavad kodus tõhusalt ehteid puhastada. Kuid peate olema väga ettevaatlik, et need tooted ei satuks nahale. Tilkniisutamise korral saab lämmastikhapet kasutada puhastusvahendina. Sooladest vabanemiseks või setete lahustamiseks tilgutisüsteemis piisab 60% kontsentratsioonist.

Mis on rakendus meditsiinis?

Kui vaatate mõne ravimi koostist, näete, et need sisaldavad lämmastikhapet. Näiteks tüügaste vastu võitlemiseks kasutatakse 30%. Sageli lisatakse see komponent ka peptiliste haavandite vastu võitlemise vahenditele. See on suurepärane kokkutõmbavate omadustega antiseptik.

Põllumajanduslik kasutamine

Agronoomid vajavad saagi rikkamaks muutmiseks mineraalväetisi. Mõned neist sisaldavad lämmastikhapet. Kuid on vaja annus selgelt arvutada, et saadud köögiviljad ja puuviljad ei kahjustaks tervist. Kui hapet on liiga palju, kogunevad kultuuridesse nitraadid. Happepõhiseid väetisi on mitut tüüpi: amiid, ammoniaak, nitraat.

Kuid sellel reagendil on soolad, mida kasutatakse põllumajanduses veelgi sagedamini. Neid lisatakse mõnele loomadele antavale ravimile.

Mida saab kokkuvõtteks öelda?

Nagu näete, on lämmastikhape väga oluline komponent, mida kasutatakse paljudes tööstusharudes. Ilma selleta oleks tänapäeva elu võimatu ette kujutada. Ja keemikud mõtlevad regulaarselt välja, kus seda reaktiivi veel kasutada saab.

Kokkupuutel

Lämmastikhape HNO 3 on värvitu vedelik, terava lõhnaga ja kergesti aurustuv. Nahale sattudes võib lämmastikhape põhjustada tõsiseid põletusi (nahale tekib iseloomulik kollane laik, see tuleb koheselt pesta rohke veega ja seejärel neutraliseerida NaHCO 3 soodaga)

Lämmastikhape

Molekulaarvalem: HNO 3, B(N) = IV, C.O. (N) = +5

Lämmastikuaatom moodustab 3 sidet hapnikuaatomitega vahetusmehhanismi ja 1 sideme doonor-aktseptormehhanismi kaudu.

Füüsikalised omadused

Veevaba HNO 3 on tavalisel temperatuuril värvitu spetsiifilise lõhnaga lenduv vedelik (bp 82,6 °C).

Kontsentreeritud "suitsetav" HNO 3 on punase või kollase värvusega, kuna see laguneb NO 2 eraldumisel. Lämmastikhape seguneb veega mis tahes vahekorras.

Kuidas saada

I. Tööstuslik - 3-etapiline süntees vastavalt skeemile: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

1. etapp: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2. etapp: 2NO + O 2 = 2NO 2

3. etapp: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Laboratoorium - salpeetri pikaajaline kuumutamine konts. H2SO4:

2NaNO3 (tahke) + H2SO4 (konts.) = 2HNO3 + Na2SO4

Ba (NO 3) 2 (tv) + H 2 SO 4 (konts.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Keemilised omadused

HNO 3 kui tugev hape omab kõiki hapete üldisi omadusi

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 on väga reaktiivne aine. Keemilistes reaktsioonides avaldub see tugeva happe ja tugeva oksüdeeriva ainena.

HNO 3 interakteerub:

a) metallioksiididega 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) aluste ja amfoteersete hüdroksiididega 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) nõrkade hapete sooladega 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) ammoniaagiga HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Erinevus HNO 3 ja teiste hapete vahel

1. Kui HNO 3 interakteerub metallidega, ei eraldu H 2 peaaegu kunagi, kuna happe H + ioonid ei osale metallide oksüdatsioonis.

2. H + ioonide asemel on NO 3 - anioonidel oksüdeeriv toime.

3. HNO 3 on võimeline lahustama mitte ainult vesinikust vasakul asuvas aktiivsusreas asuvaid metalle, vaid ka madala aktiivsusega metalle - Cu, Ag, Hg. Segus HCl-ga lahustab see ka Au, Pt.

HNO 3 on väga tugev oksüdeerija

I. Metallide oksüdeerimine:

HNO 3 interaktsioon: a) madala ja keskmise aktiivsusega Me: 4HNO 3 (konts.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (razb.) + 3Сu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O

b) aktiivse Me-ga: 10HNO 3 (razb.) + 4Zn \u003d N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O

c) leelis- ja leelismuldmetalliga Me: 10HNO 3 (väga lahjendatud) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca (NO 3) 2 + 3H 2 O

Väga kontsentreeritud HNO 3 normaaltemperatuuril ei lahusta mõningaid metalle, sh Fe, Al, Cr.

II. Mittemetallide oksüdatsioon:

HNO 3 oksüdeerib P, S, C nende kõrgemaks S.O.-ks, samas kui ise redutseeritakse NO-ks (lahjendatud HNO 3) või NO 2-ks (HNO 3 kontsentr.).

5HNO 3 + P \u003d 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Komplekssete ainete oksüdatsioon:

Eriti olulised on teatud Me-sulfiidide oksüdatsioonireaktsioonid, mis on teistes hapetes lahustumatud. Näited:

8HNO 3 + PbS \u003d 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + 3Сu 2S \u003d 10NO + 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - nitreeriv aine orgaanilise sünteesi reaktsioonides

R-H + HO-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O nitroetaan

C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2 ) 3 CH 3 + ZH 2 O trinitrotolueen

C6H5OH + 3HNO3 → C6H5(NO2)3OH + ZH2O trinitrofenool

HNO 3 esterdab alkohole

R-OH + HO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + ZH 2 O glütserooltrinitraat

HNO 3 lagunemine

Valguse käes hoidmisel ja eriti kuumutamisel lagunevad HNO 3 molekulid molekulisisese redoksi tõttu:

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

Vabaneb punakaspruun mürgine gaas NO 2, mis suurendab HNO 3 agressiivseid oksüdeerivaid omadusi

Lämmastikhappe soolad - nitraadid Me (NO 3) n

Nitraadid on värvitud kristalsed ained, mis lahustuvad vees. Neil on tüüpilistele sooladele iseloomulikud keemilised omadused.

Iseloomulikud omadused:

1) redokslagunemine kuumutamisel;

2) sula leelismetalli nitraatide tugevad oksüdeerivad omadused.

Termiline lagunemine

1. Leelis- ja leelismuldmetallide nitraatide lagunemine:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Metallnitraatide lagunemine metallide aktiivsusreas Mg-st Cuni:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Metallnitraatide lagunemine metallide aktiivsusreas, mis on üle Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Tüüpiliste reaktsioonide näited:

1) 2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Leelismetallide nitraatide sulamite oksüdeeriv toime

Vesilahustes ei näita nitraadid erinevalt HNO 3 -st peaaegu mingit oksüdatiivset aktiivsust. Leelismetallide ja ammooniumnitraatide (nitraadi) sulamid on aga tugevad oksüdeerivad ained, kuna need lagunevad koos aktiivse hapniku eraldumisega.

Lämmastikhappe keemilised omadused

Lämmastikhapet iseloomustavad omadused: ühised teiste hapetega ja spetsiifilised:

TEISTE HAPETEGA ÜHISED KEEMILISED OMADUSED

1. Väga tugev hape. Selle lahuses olevad indikaatorid muudavad värvi punaseks.

Dissotsieerub vesilahuses peaaegu täielikult:

HNO 3 → H + + NO 3 -

2. Reageerib aluseliste oksiididega

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O

K2O + 2H + + 2NO3 - → 2K + + 2NO3 - + H2O

K 2 O + 2 H + → 2 K + + H 2 O

3. Reageerib alustega

HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O

H + + NO 3 - + Na + + OH - → Na + + NO 3 - + H 2 O

H + + OH - → H2O

4. Reageerib sooladega, tõrjub nende sooladest välja nõrgad happed

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

2H + + 2NO3- + 2Na + + C O 3 2- → 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2

2 H + + C O 3 2- → H 2 O + CO 2

LÄMMASHAPPE ERIOMADUSED

Lämmastikhape on tugev oksüdeerija

N +5 → N +4 → N +2 → N +1 → Ei → N -3

N +5 + 8 e - → N -3 oksüdeerija redutseeritakse.

1. Laguneb valguse käes ja kuumutamisel

4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2

Tekib pruun gaas

2. Värvib oravad oranžikaskollaseks (käte nahaga kokkupuutel - "ksantoproteiini reaktsioon")

3. Reageerib metallidega.

Sõltuvalt happe kontsentratsioonist ja metalli asendist N. Beketovi elektrokeemilises pingereas võib tekkida mitmesuguseid lämmastikku sisaldavaid saadusi.

Metallidega suhtlemisel ei eraldu vesinik kunagi

HNO 3 + Mina= sool +H 2 O+ X

: monohüdraat (HNO 3 · H 2 O) ja trihüdraat (HNO 3 · 3H 2 O).

Füüsikalised ja füüsikalis-keemilised omadused

Lämmastikhappe vesilahuse faasiskeem.

Lämmastik lämmastikhappes on neljavalentne, oksüdatsiooniaste +5. Lämmastikhape on õhus suitsev värvitu vedelik, sulamistemperatuur –41,59 °C, keemistemperatuur +82,6 °C, osalise lagunemisega. Lämmastikhappe lahustuvus vees ei ole piiratud. HNO 3 vesilahuseid massifraktsiooniga 0,95–0,98 nimetatakse suitsevaks lämmastikhappeks, mille massiosa on 0,6–0,7 – kontsentreeritud lämmastikhape. Moodustab veega aseotroopse segu (massiosa 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)

Vesilahustest kristalliseerumisel moodustab lämmastikhape kristalseid hüdraate:

• monohüdraat HNO 3 H 2 O, T pl \u003d -37,62 ° C
• trihüdraat HNO 3 3H 2 O, T pl \u003d -18,47 ° C

Tahke lämmastikhape moodustab kaks kristalset modifikatsiooni:

• monokliiniline, ruumirühm P 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, β = 90°, Z = 16;

Monohüdraat moodustab ortorombilised kristallid, ruumirühma P na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;

Lämmastikhappe vesilahuste tihedust selle kontsentratsiooni funktsioonina kirjeldatakse võrrandiga

kus d on tihedus g/cm³, c on happe massiosa. See valem kirjeldab halvasti tiheduse käitumist kontsentratsioonil üle 97%.

Keemilised omadused

Väga kontsentreeritud HNO 3 on valguse käes toimuva lagunemisprotsessi tõttu tavaliselt pruuni värvi:

Kuumutamisel laguneb lämmastikhape sama reaktsiooni järgi. Lämmastikhapet saab destilleerida (lagunemata) ainult alandatud rõhul (näidatud keemistemperatuur atmosfäärirõhul leitakse ekstrapoleerimise teel).

c) tõrjub välja nõrgad happed nende sooladest:

Keemisel või valguse käes lämmastikhape laguneb osaliselt:

Lämmastikhappel on mis tahes kontsentratsioonis oksüdeeriva happe omadused, samal ajal kui lämmastik redutseeritakse oksüdatsiooniastmeni +4 kuni -3. Redutseerimise sügavus sõltub eelkõige redutseerija olemusest ja lämmastikhappe kontsentratsioonist. Oksüdeeriva happena interakteerub HNO3:

Nitraadid

Lämmastikhape on tugev hape. Selle soolad – nitraadid – saadakse HNO 3 toimel metallidele, oksiididele, hüdroksiididele või karbonaatidele. Kõik nitraadid lahustuvad vees hästi. Nitraadiioon ei hüdrolüüsu vees.

Lämmastikhappe soolad lagunevad kuumutamisel pöördumatult ja lagunemissaaduste koostise määrab katioon:

a) metallide nitraadid, mis asuvad pingereas magneesiumist vasakul:

b) magneesiumi ja vase vahelises pingereas paiknevad metallide nitraadid:

c) parempoolses pingereas paiknevad metallide nitraadid:

Nitraadid vesilahustes praktiliselt ei näita oksüdeerivaid omadusi, kuid tahkes olekus on need kõrgel temperatuuril tugevad oksüdeerivad ained, näiteks tahkete ainete sulatamisel:

Ajalooline teave

Lahjendatud lämmastikhappe saamise tehnikat soolapeetri kuivdestilleerimisel maarja ja vasksulfaadiga kirjeldati ilmselt esmakordselt Jabiri (Latiniseeritud tõlgetes Geberi) traktaatides 8. sajandil. Seda meetodit koos erinevate modifikatsioonidega, millest olulisim oli vasksulfaadi asendamine raudsulfaadiga, kasutati Euroopa ja Araabia alkeemias kuni 17. sajandini.

17. sajandil pakkus Glauber välja meetodi lenduvate hapete saamiseks nende soolade reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega, sealhulgas kaaliumnitraadist saadava lämmastikhappega, mis võimaldas kontsentreeritud lämmastikhapet keemiapraktikasse viia ja selle omadusi uurida. meetod