Полиэдры Вороного-Дирихле на обложке научного журнала
Для обложки 258 тома журнала Polyhedron (импакт фактор 2.6) были выбраны материалы научной статьи, подготовленной сотрудниками кафедры неорганической химии и посвященной иодацетатным комплексам уранила.
Охарактеризованные в статье соединения дополняют ряд аналогичных уранильных комплексов, что позволяет уточнить зависимость соотношения размеров карбоксилатных лигандов и противокатионов от образующейся кристаллической системы, а также предположить кристаллическую систему соединений, которые еще не изучены. Для оценки размеров лигандов и противокатионов, а так же для общего кристаллохимического анализа использовались полиэдры Вороного–Дирихле.
Разложение солей можно разделить на две большие группы:
Окислительно-восстановительное
Не окислительно-восстановительно
То, к какой из групп будет относится разложение той или иной соли зависит от ее состава: для протекания ОВР необходимо наличие в соли довольно сильного окислителя:S+6 N+5 N+3 Cl+n и другие галогены в положительной СО, Mn+7, Mn+6, Cr+6, восстановитель же найдется всегда, им может быть (часто и бывает) O-2 или металл, если он в низкой СО и способен окисляться до более устойчивой СО, например Fe+2 в Fe+3 или Mn+2 в Mn+4 (также может быть с оловом: из +2 в +4 и Cr из +2 в +3).
Продуктами «ОВРного» разложения солей часто являются оксиды, содержащие элемент-окислитель в устойчивой СО и кислород.
Продуктами «не ОВРного» разложения являются «составные части» разлагающейся соли, т.е. это могут быть кислотный и основный оксид, из которых образована эта соль или (в случае солей аммония) это аммиак и кислота, с которой он должен был прореагировать, чтобы образовать данную соль.
1.Разложение карбонатов
Разложение карбонатов относится к не ОВРному типу, поскольку СО +4 для углерода устойчива и окислительных свойств он не проявляет, соответственно, карбонаты разлагаются на углекислый газ и оксид соответствующего металла, при этом изменения степеней окисления не происходит. Стоит помнить, что карбонаты щелочных металлов не разлагаются, за исключением карбоната лития.
Li2CO3 → Li2O + CO2
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
2. Разложение гидрокарбонатов
Разложение кислых солей, как мы увидим на следующих примерах, происходит сначала с выделением соответствующей кислоты (которая может разлагаться, если она неустойчива, например, угольная кислота распадется на углекислый газ и воду) и средней соли. Средняя соль при дальнейшем прокаливании может разлагаться (возможен вариант, что дальнейшего разложения не будет, например, если в ходе разложения кислой соли получится карбонат натрия, то он дальше разлагаться не будет, поскольку это карбонат ЩМ, а вот карбонат кальция разлагаться будет – см. п.1.)
Гидрокарбонаты разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду (можно представить что гидрокарбонат это смесь карбоната и угольной кислоты, в первую очередь разлагается угольная кислота)
2NaHCO3 → Na2CO3•H2CO3
H2CO3 → CO2 + H2O
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
3. Разложение сульфатов
Разложение сульфатов относится к ОВРному типу, поскольку данные соли содержат серу в СО +6, которая выступает в качестве окислителя, восстановителем здесь всегда будет кислород.
Сульфаты ЩЗМ и некоторых других металлов разлагаются до оксида соответствующего металла (с той же СО, что и в сульфате), сернистый газ и кислород.
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2
2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
Исключениями являются сульфаты таких неактивных металлов, как серебро и ртуть, в этом случае образуется сам металл, а не его оксид. Это связано с тем, что ионы малоактивных металлов сами проявляют окислительные свойства – для таких металлов устойчивой СО является 0, в нее они и переходят (в этом легко убедиться, поскольку малоактивные металлы часто встречаются в природе в самородном виде, т.е. не в составе соединений, поэтому они были известны человечеству уже очень давно)
Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2
2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2
Также исключением является сульфат двухвалентного железа, вместо оксида двухвалентного железа выделяется более устойчивый оксид трехвалентного железа:
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2.
4.Разложение (диспропорционирование) сульфитов
Сульфиты ЩМ разлагаются до сульфидов и сульфатов, это можно объяснить тем, что сера находится в СО +4, которая является для нее промежуточной, поэтому она может выступать и в качестве окислителя и в качестве восстановителя, что мы и наблюдаем:
4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4
5.Разложение гидросульфитов
Гидросульфиты разлагаются аналогично гидрокарбонатам, т.е. сначала выделяется сернистая кислота, которая разлагается на сернистый газ и воду, и средняя соль – сульфит, который в дальнейшем может тоже разлагаться по схеме, приведенной выше.
2KHSO3 → K2SO3•H2SO3
H2SO3 → H2O + SO2
2KHSO3 = K2SO3 + H2O + SO2
6.Разложение гидросульфатов
Разложение гидросульфатов происходит аналогично
2KHSO4 = K2SO4 +H2O + SO3
7.Разложение нитратов
Разложение нитратов можно описать схемой:
Нитрат -> нитрит -> оксид -> металл
Сначала происходит разложение нитрата до нитрита, однако при высокой температуре сам нитрит может оказаться неустойчивым (если металл не очень активный), тогда уже нитрит разлагается с образованием оксида, однако и некоторые оксиды (в случае малоактивных металлов) могут разлагаться на металл и кислород. Тогда в зависимости от активности металла получим следующую схему:
MeNO3
левее Mg
Mg-Cu
правее Cu
MeNO2 + O2 например:
MeO + NO2 + O2 например:
Me + NO2 + O2например:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2
Исключениями являются нитраты лития, марганца и двухвалентного железа (в случае марганца и железа изменение продуктов реакции по сравнению со стандартной схемой вызвано тем, что металл находится не в самой устойчивой своей степени окисления, в результате чего окисляется, переходят в самую «привычную» СО):
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
Mn(NO3)2 → MnO2 + 8NO2
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2
8.Разложение солей аммония
Разложение солей аммония происходит без изменения степеней окисления, если в соли отсутствует окислитель (S+6 N+5 N+3 Cl+n и другие галогены в положительной СО, Mn+7, Mn+6, Cr+6), например, галогениды аммония разлагаются на аммиак и соответствующий галогеноводород:
Разложение дихромата аммония – знаменитая реакция «вулканчик» протекает согласно уравнению:
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
В этой реакции уже происходит изменение СО, данная реакция является окислительно-восстановительной, поскольку в соли присутствует хром в СО +6, который выступает окислителем, а азот в СО -3 – восстановителем.
Разложение солей аммония и азотсодержащих кислот также является ОВРным, поскольку данные соли содержат N+5 и N+3, которые также выступают окислителями, а также N-3 – восстановитель. В итоге происходит сопропорционирование – ОВР, в ходе которой один и тот же элемент находящийся в различных СО является и окислителем, и восстановителем. Продукты этих реакций легко запомнить так:
«отщепляются две молекулы воды и записываем то, что осталось»
NH4NO3 → N2O + 2H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
9.Разложение перманганата, хлората и перхлората
Данные реакции также являются окислительно-восстановительными, поскольку каждая из этих солей содержит элемент в высокой СО, который будет выступать окислителем.
Перманганат:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Перхлорат:
KClO4 → KCl + 2O2
Хлорат (возможно два варианта реакции – с катализатором и без него):
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.
Примеры оксидов: ZnO Fe2O3 MnO2 CrO3
Похожие вещества, но не оксиды: H2O2 Na2O2 K2O2 BaO2 CaO2 (пероксиды, степень окисления кислорода равна -1), KO2 CsO2 (супероксиды), OF2 – фторид кислорода (степень окисления кислорода равна +2)
Классификация
Оксиды делять на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которым не соответствуют гидроксиды, к ним относятся N2O NO CO SiO.
Остальные оксиды – солеобразующие.
Солеобразующие оксиды в свою очередь делятся на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в низких степенях окисления (+1 и +2), кроме BeO ZnO PbO SnO (они являются исключениеми относятся к амфотерным). Этим оксидам соответствуют основные гидроксиды (основания).
ПРИМЕРЫ: Na2O FeO CrO CaO Li2O Cu2O CuO
Амфотерные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в степенях оксиления +3 и +4, а также оксиды BeO ZnO PbO SnO. Этим оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.
ПРИМЕРЫ: Al2O3 MnO2 PbO2 ZnO Cr2O3 Fe2O3 SnO
Кислотные оксиды – это все оксиды НЕМЕТАЛЛОВ кроме несолеобразующих и оксиды МЕТАЛЛОВ в высоких степенях окисления (+5 +6 +7). Кислотным оксидам соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).
Многие металлы и неметаллы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.
N2 + O2 → 2NO
S + O2 → SO2
2Ca + O2 → 2CaO
4Al + 3O2 → 2Al2O3
Исключением являются благородные металлы (серебро, золото, платина), инертные газы (гелий, неон, аргон, ксенон и т.д.) и галогены (Cl2 Br2 I2) – они не взаимодействуют с кислородом. Также исключением являются ЩМ кроме лития, они с кислородом взаимодействуют, но образуют не оксиды, а пероксиды (натрий) и супероксиды (калий, рубидий, цезий).
O2 + 4Li → 2Li2O
O2 + 2Na → Na2O2
O2 + K → KO2
Элементы, у которых существует несколько оксидов, могут давать тот или иной оксид в зависимости от условий реакции (температуры, избытка или недостатка кислорода и т.п., при этом, чем более жесткие условия реакции – тем выше будет степень окисления элемента в получаемом оксиде).
Так, железо при сгорании на воздухе образует железную окалину.
2O2 + 3Fe → Fe3O4
Но могут получится и другие оксиды ( например, оксид железа (II) более устойчив при высоких температурах, поэтому реакцию стоит проводить при температуре 1000оС или выше, а затем быстро охлаждать, чтобы не допустить повторного окисления, либо же реакцию можно проводить при недостатке кислорода, а вот оксид железа (III) можно получить с использованием избытка кислорода при температуре около 500 оС)
3O2 + 4Fe → 2Fe2O3
2Fe + O2 → 2FeO
Аналогично с фосфором ( один пример с неметаллом, но подобным образом может себя вести не только фосфор, но и углерод):
4P + 5O2(изб.) → 2P2O5
4P +3O2(нед.) → 2P2O3
Окислением некоторых бинарных соединений
Карбиды, гидриды, фосфиды, сульфиды, оксиды (с элементом в не высшей степени окисления) и некоторые другие бинарные соединения (бинарные – состоящие из двух элементов) также могут быть окислены кислородом.
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2H2S + 3O2(изб.) → 2H2O + 2SO2
2H2S + O2(нед.) → 2H2O + 2S
Разложение гидроксидов (слабых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот)
Разложение может происходить самопроизвольно:
H2CO3 → H2O + CO2
H2SO3 → H2O + SO2
NH4OH → H2O + NH3
2AgOH → H2O + Ag2O
2CuOH → H2O + Cu2O
Или при прокаливании:
H2SiO3 → H2O + SiO2
2Fe(OH)3 → 3H2O + Fe2O3
Также разложение может происходить под действием излучения, например, азотная кислота на свету разлагается с выделением бурого газа:
4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂
Разложением солей
Разложение солей может быть окислительно-восстановительным:
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
И не окислительно-восстановительным (подробнее в «Разложении солей»):
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
Химические свойства
Оксид + вода = гидроксид
Реакция возможно в том случае, если образуется растворимый гидроксид
Na2O + H2O → 2NaOH
SO3 + H2O → H2SO4
CuO + H2O ≠
ZnO + H2O ≠
SiO2 + H2O ≠
Оксид + оксид = соль
1) Для протекания реакции оксиды должны не относится к одному классу.
Т.е. реакция возможна между кислотным и основным, основным и амфотерным, кислотным и амфотерным оксидами и невозможна между основным и основным, кислотным и кислотным, амфотерным и амфотерным.
Li2O + CaO ≠
N2O5 + CO2 ≠
BeO + ZnO ≠
2) В реакцию с амфотерными оксидами, а также CO2 SO2 SiO2 вступают лишь оксиды, которым соответствует сильный электролит (щелочь в случае основных оксидов и сильная кислота в случае кислотных)
K2O + SO2 → K2SO3
Cr2O3 + 3SO3 → Cr2(SO4)3
K2O + ZnO → K2ZnO2
CuO + CO2 ≠
CuO + Al2O3 ≠
Оксид + гидроксид (или бескислородная кислота) = соль + вода
Гидроксид и оксид не должны относится к одному классу (не должны быть оба основные или оба кислотные и т.д.)
Если оксид амфотерный или CO2 SO2 SiO2 или гидроксид амфотерный или H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H2S, то второй реагент должен быть сильным электролитом, если это гидроксид или бескислородная кислота, или ему должен соответствовать сильный электролит (щелочь или сильная кислота).
CuO + H2SiO3 ≠
СuO + H2SO4 = CuSO4 +H2O
ZnO + Cu(OH)2 ≠
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O — сплавление (особенности амфотерных оксидов подробнее рассмотрены в конце главы)
4) Оксид1 + соль1 = соль2 + оксид2
С солями реагируют только нелетучие кислотные оксиды и амфотерные оксиды, при этом обязательно должно происходить вытеснение более летучего кислотного оксида из состава соли, т.е. в данную реакцию вступают карбонаты, сульфиты (возможна также реакция с фосфатами, но в ЕГЭ она встречается только в составе более сложной реакции получения белого фосфора).
СaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2
K2SO3 + CaO ≠
NaCl + Al2O3 ≠
Na2CO3 + ZnO → Na2ZnO2 + CO2
Реакция получения белого фосфора:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → P2O5 + 3CaSiO3
P2O5 + 5C → 2P + CO
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 2P + 3 CaSiO3 + 5CO
5) Восстановление оксидов
Оксиды металлов, стоящий в ряду активности правее алюминия, можно восстановить до металлов различными восстановителями, например: H2, CO, C, Al(Mg)
FeO + C → Fe + CO
Fe2O3 +3CO → 2Fe +3CO2
CuO + CO → Cu + CO2
Cu + H2 → Cu + H2O
CuO + Mg → Cu +MgO
При этом оксиды металлов, стоящих левее алюминия в ряду активности, также взаимодействуют с углеродом с образованием карбидов:
CaO +3C → CaC2 + CO
Оксиды металлов, стоящих правее водорода в ряду активности, можно восстановить аммиаком:
3CuO +2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2
Некоторые оксиды неметаллов также можно восстановить (в данном случае правильнее говорить о том, что оксиды неметаллов проявляют свойства окислителей). Например, оксиды азота:
N2O + H2 → N2 + H2O
N2O + Mg → N2 + MgO
N2O + 2Cu → N2 + Cu2O
3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO2 + 2C → N2 + 2CO2
6) Окисление оксидов
Окислить можно оксиды, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления
2NO + O2 → 2NO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
4FeO + O2 → 2Fe2O3
Cr2O3 + O3 + 4KOH → 2K2CrO4 +2H2O
7) Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды могут проявлять как слабые основные так и слабые кислотные свойства, поэтому они могут реагировать как с кислотными оксидами/гидроксидами, так и с основными.
В реакцию с амфотерными оксидами вступают лишь сильные электролиты (в случае с гидроксидами и кислотами) или оксиды, которым соответствуют сильные электролиты.
Al2O3 + Na2O → 2NaAlO2
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
Al2O3 + SO2 ≠
Al2O3 + H2SiO3 ≠
С основными гидроксидами (щелочами в данном случае, поскольку слабые основания в эти реакции не вступают) реакция может протекать в расплаве, при этом образуется средняя соль (ее также можно рассмотривать как двойной оксид, это удобно для определения продуктов реакций с такими солями):
Al2O3 + NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
Или в растворе, при этом образуются комплексные соли:
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]
Удобный способ рассмотрения комплексных солей
Комплексные соли удобно рассматривать как гидроксид щелочного металла и амфотерный гидроксид, например, разбить сложное вещество Na[Al(OH)4] на составные части: NaOH и Al(OH)3. Удобство заключается в легкости определения и запоминания продуктов:
Na[Al(OH)4] + HCl(нед.) = NaCl + Al(OH)3 + H2O
Na[Al(OH)4] ≡ NaOH + Al(OH)3
В первую очередь прореагирует более активный гидроксид – NaOH
Тогда пишем продукты реакции NaOH + HCl = NaCl + H2O и дописываем непрореагировавший гидроксид Al(OH)3. Подобным образом можно рассуждать и в случае реакции с кислотными оксидами и с солями (AlCl3 NH4Cl)
3Na[Al(OH)4] + AlCl3 = 4Al(OH)3 + 3NaCl
Na[Al(OH)4] ≡ NaOH + Al(OH)3
C хлоридом алюминия будет реагировать только NaOH, запишем реакцию
3NaOH + AlCl3 = Al(OH)3 + 3NaCl
И вновь мы просто записываем продукты этой реакции и дописываем непрореагировавший гидроксид алюминия (здесь он уже есть в продуктах, поэтому повторно его писать не надо, его кол-во учтется в коэффициентах).
Несмотря на то, что подобный прием кажется неправильным с точки зрения химии, в нем есть определенный смысл:
Комплексный ион — слабый электролит, а значит он способен диссоциировать, обратимо (равновесие сильно сдвинуто в сторону комплекса), но все же:
[Al(OH)4]— = OH— + Al(OH)3 (причем диссоциация будет проходить преимущественно по первой ступени, т.к. обычно сила электролита с каждой последующей ступенью диссоциации уменьшается)
Мы видим, что продуктами диссоциации комплекса является гидроксид-ион (его то мы и записали в виде щелочи) и гидроксид алюминия. Можно предположить, что реакция идет именно с продуктами диссоциации комплекса, а не с самим комплексным ионом. Тогда в ходе реакции концентрация продуктов падает, что приводит к смещению равновесия в правую сторону (к разрушению комплекса).
Поскольку в продуктах диссоциации присутствует гидроксид-ион, определяющий щелочную среду раствора данного комплекса, то логично предположить, что с подобными комплексами будут реагировать вещества, способные создать кислую среду в растворе (будет происходить взаимодействие H+ c OH— с образованием Н2О). К подобным веществам можно отнести:
Кислоты: HCl = H+ + Cl—
Кислотные оксиды: SO2 + H2O = H2SO3 = H+ + HSO3—
Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, поскольку они подвергаются гидролизу по катиону и также имеют кислую среду
Студенты объединения занимаются популяризацией химии как науки:
проводят эксперименты на мастер-классах в школах;
участвуют в научных конференциях, мероприятиях и фестивалях;
рассказывают про химию на простом и понятном языке.
Какая цель у объединения нам рассказала Самарцева Мария, лидер проекта:
С помощью различных химических шоу мы прививаем с юных лет интерес к этой науке, рассказываем об университете в целом и химическом факультете в частности. Поскольку мы сами студенты и еще недавно учились в школе, то учащимся школ комфортно воспринимать наши рассказы о плюсах обучения на химфаке.
История. Первый раз студенты собрались более 10 лет назад на своих первых выставочных мероприятиях, чтобы показать самые интересные химические опыты. Почти сразу Самарский университет оценил деятельность ребят и поощрил их грантом на расширение материальной базы. Это помогло ребятам выйти на новый уровень! Теперь они посещают различные школы и другие образовательные центры, чтобы дети всех возрастов могли увидеть всю красоту химии, провести эксперименты самостоятельно и больше узнать о связи нашей повседневной жизни и химической науки.
Где были? За последний год студенты побывали в самых разных местах – это и образовательные учреждения в Самаре (Школа №157, №48, №33, Кадетская школа, Лицей Классический, Медико-Технический лицей и Гимназия №4), а также в ее области (Детский сад в Южном городе и Школа №21 в Новокуйбышевске).
Посотрудничать с Inlab(учителя, не стесняйтесь) можно через их официальную группу ВК. А в галереи можно посмотреть как студенты Inlab проводят свои выездные мероприятия.
Химический факультет Самарского университета провел теоретический и практический туры Всероссийской олимпиады «Юные таланты».
Олимпиада входит в перечень, утвержденный Минобрнауки России, поэтому победителям и призерам олимпиады предоставляется зачисление без вступительных испытаний (либо начисление 100 баллов за результат ЕГЭ). Химический факультет принял 23 школьника Российских школ.
Как проходили теоретический и практический туры можно посмотреть в фотоотчете.
На химическом факультете естественнонаучного института подведены итоги олимпиады «Химический марафон», которая прошла 21 января 2024 года.
Чествуем победителей и лауреатов олимпиады! Напомню, что победители конкурса получают +5 баллов к результатам ЕГЭ при поступлении в Самарский университет.
Дипломы I места: 8 класс: Сидоров Андрей Станиславович, МБОУ Школа №149 г.о. Самара. 9 класс: Смазина Александра Игоревна, МБОУ Лицей «Технический» г.о. Самара 10 класс: Вязовая Марта Сергеевна, ГБОУ СОШ №4 п.г.т. Алексеевка г.о. Кинель 11 класс: Советкина Анастасия Олеговна, ГБОУ СОШ №4 п.г.т. Алексеевка г.о. Кинель 11 класс: Чистякова Виолетта Михайловна, ГБОУ СО Гимназия №1 г.о. Самара
В Самарском университете прошла официальная церемония награждения
Поздравляем доцента химического факультета Естественнонаучного института Савченкова Антона Владимировича с официальным подтверждением получения степени доктора химических наук от Министерства науки и высшего образования Российской Федерации.
Желаем дальнейших успехов в педагогической и научной деятельности!
Напомним, что в 2023 году в Естественнонаучном институте прошло 2 защиты докторских диссертаций и 8 защит кандидатских диссертаций. Всего в институте трудится в педагогической и научной деятельности 40 докторов наук и 126 кандидатов наук.
Будем говорить о биотехнологиях, инновационном бизнесе, внедрении сложных прогрессивных разработок в промышленность и о профессионалах, которые за все это отвечают.
Отдельно познакомим вас с проектом Hi-Bio — ключевой инициативой «Бирюча» и источником новейшего подхода к здоровью, питанию и продовольственной безопасности.
К лекции присоединится и наш специальный гость Дмитрий Алексеев — кандидат биологических наук, исследователь микробиома и руководитель компании «Кномикс», специализирующейся на исследованиях и анализе данных в области биологии, медицины и бизнес-аналитики.
Не обойдется без призов и церемоний: на встрече мы наградим победителей конкурса «Молодой ученый» среди ученых и студентов вузов Самары и Тольятти.
Отбор проектов состоится в 3 номинациях: «Молодой ученый» Бакалавр, «Молодой ученый» Магистр и «Молодой ученый» Аспирант. Финалисты конкурса получат от ИЦ «Бирюч» денежные премии:
Валентность азота равна 3,(это связано с тем, что в атомах элементов второго периода может быть не более 3 неспаренных электронов, т.к на втором электронном уровне есть одна s-орбиталь и три p-орбитали.) а степень окисления +5. Двойная связь равномерно распределена между кислородами. Подробнее про валентность можно прочитать тут.
Физические свойства.
Бесцветная жидкость с едким запахом, “дымит” на воздухе. Считается концентрированной при 40% и больше. Имеет схожие особенности с другими кислотами, но имеет отличительные качества за счет сильной окислительной способности.
Азотная кислота обладает ядовитыми свойствами, она разрушает белок кожи и оставляет желтые пятна в результате попадания кислоты на кожу (смотри пункт 7.)
Разложение азотной кислоты:
Частично разлагается при кипении или под действием света:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O .
на свету желтеет за счет выделения бурого газа- оксида азота(IV), так в процессе разложения кислоты образуется кислород и вода.
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту получают следующими способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата лития при легком нагревании, в продуктах у нас образуется гидросульфат металла и азотная кислота:
LiNO3 + H2SO4(конц) → LiHSO4 + HNO3
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.(каталитическое окисление аммиака) Процесс происходит в несколько стадий.
Особенности промышленного получения в том, что для производства важно найти дешевый исходный продукт(желательно природный) в достаточном количестве для получение больших объемов синтезируемого вещества. Для получения азотной кислоты такой продукт нашли- аммиак, который конверсируют из природного газа. Перед первой стадии тщательно очищают(фильтруют) как и аммиак от механических примесей, полученные в ходе его синтеза, так и сам воздух, которым будут окислять аммиак. Воздух поступает через заборную трубу далеко-далеко от предприятия.
Итак наконец-то первая стадия, она начинается в КОНТАКТНОМ АППАРАТЕ и представляет собой окисление аммиака потоками воздуха(кислородом), реакция ускоряется и идет легче благодаря катализаторам, например, сплав платины с палладием. В результате реакции азот окисляется до оксида азота(II) и выделяется теплота(экзотермическая реакция) как раз за счет нее поддерживается необходимая реакция для синтеза.
4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O
Во второй стадии окисляют полученный оксид азота (II) до оксида азота(iV) в соотношении оксид:воздух 2:1 соответственно, что смещает равновесие преимущественно вправо. катализаторами на этой стадии являются температура от комнатной но не выше 50 градусов и давление 1,1 МПа. Процесс происходит почти сразу и без затруднений. Процесс проходит в ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ башне.
2NO + O2 → 2NO2
На третьей стадии газовую смесь отправляют в ПОГЛОТИТЕЛЬНУЮ БАШНЮ, где у газа появляется возможность большей поверхностью соприкоснуться с поверхностью воды, для этого используют фарфоровые кольца. Смесь газа с водой происходит по принципу противоток: вода поступает сверху башни, а газ- снизу. Чтобы в результате не выделялся оксид азота(II), процесс проводят в избытке кислорода. Особенность в том, что процесс начинает идти медленнее по мере увеличения концентрации получаемой кислоты. Это конечная стадия процесса.
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
Подробнее почитать про промышленное получение азотной кислоты можно в этой статье.
Химические свойства
А)общие химические свойства кислот.
Азотная кислота – это сильная кислота. Азот в степени оксиления +5 проявляет сильные окислительные свойства .
1. Диссоциация и окрашивание индикаторов.
Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе, в результате диссоциации образуется катион водорода и нитрат анион, за счет иона водорода происходит окрашивание индикаторов .
2. Азотная кислота проявляет свойства обычной кислоты в реакциях с основным и амфотермыми оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, не проявляющими восстановительных свойств.
Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II) с образованием нитрата меди(II) и воды, остальные реакции проходят аналогично с образованием нитрата металла (без изменения степени окисления металла и азота) и воды :
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
2HNO3 + ZnO → Zn(NO3)2 + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3 H2O
3. Взаимодействует с солями, не проявляющими восстановительных свойств, т.е. азотная кислота в роли обычной кислоты, если соблюдается условия протекания реакция обмена(образуется слабый электролит, газ или осадок).
Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия, в данной реакции образуется слабая угольная кислота, которая распадается на углекислый газ и воду-условие протекания реакции обмена соблюдается:
В реакциях с веществами, которые проявляют восстановительные свойства, азотная кислота ведет себя как сильный окислитель и участвует в ОВР. например:
1. оксид меди одновалентный при взаимодействии с азоткой окисляется до меди двухвалентной, а азот из высшей степени окисления переходит в оксид азота (IV), также выделяется вода.
Cu2O + 6HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O.
2 пример: оксид железа (II) окисляется до железа(III) и образуется бурый газ и вода.
в данном примере с хлоридом железа(II) ситуация аналогичная, только еще выделяется хлороводород.
4 пример: Na2SO3 + 2HNO3 → Na2SO4 + 2NO2 + H2O.
сульфит натрия переходит в сульфат, сера окисляется до максимальной степени окисления +6, выделяется бурый газ и вода.
5 пример: Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисления -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
Таким образом, заметим, что азотная кислота при взаимодействии с солями, которые проявляют восстановительные свойства(т.е. находятся не в высшей степени окисления, способные отдавать электроны, сами при этом окисляясь), сама восстанавливается до оксида азота(IV) и окисляет металлы и вещества в промежуточной степени окисления до максимальной степени окисления.
4. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами.
В подобных реакциях водород никогдане выделяется!! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот в степени окисления +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 (зависит от концентрации кислоты и активности металла).
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + продукт восстановления азотной кислоты(газ или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты, но если нагреть, то реакция пойдет. Азот восстанавливается до степени окисления +4(бурый газ), так же выделяется вода:
Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Al + 6HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Платина и Золото с азотной кислотой НЕ реагирует, но они растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему), азот восстанавливается до +2(бесцветный газ, ядовит) :
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Азотная кислота высокой концентрации взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с нашей кислотой до образования оксида азота(I)(веселящий газ, используется для наркоза):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
С неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия) азотная кислота может реагировать разбавленной. При этом образуется оксид азота (II).
8HNO3 (разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными(натрий, литий, кальций и др.), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота, при это образуется нитрат щелочного металла и вода:
12HNO3(разб) + 10Na → 10NaNO3 + N2 + 6H2O
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + 2N2O + 5H2O
Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами. в реакции образуется аммиак, который в избытке кислоты(т.е аммиак начинает взаимодействовать с избытком азотной кислоты) превращается в соль нитрат аммония. Обратите внимание: только в этом типе реакций НЕ выделяется газ!!!:
10HNO3 + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Взаимодействие азотной кислоты с металлами можно представить в виде следующей таблички:
5. Неметаллы подвергаются окислению в результате взаимодействия с азотной кислотой (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других).
В результате реакции кислота восстанавливается до NOили NO2, в то время как неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива(например угольная)).
Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
6HNO3(конц) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
2HNO3 (разб) + S → H2SO4 + 2NO
5HNO3(конц) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O
5HNO3(разб) + 3P + 2H2O → H3PO4 + 5NO
10HNO3 + I2 → 2HIO3 + 10NO + 4H2O
4HNO3 + C → CO2 + 4NO + 2H2O
6. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV), в итоге образуется бурый раз и серная кислота:
2HNO3 + SO2 → H2SO4 + 2NO2
Второй пример: азотная кислота окисляет иодоводород до оксида азота(II) и йодноватой кислоты также выделяется вода :
6HNO3 + HI → HIO3 + 6NO + 3H2O
Сера в степени окисления -2(например сульфиды) окисляется без нагревания до простого вещества(сера), но если нагреть, то до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → S + 2NO2 + 2H2O
При нагревании до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → H2SO4 + 2NO2 + 2H2O
8HNO3 + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисление -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
7. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).
Ксантопротеиновая реакция является качественной реакцией на нитрат-анионы. При добавлении концентрированной азотной кислоты к раствору белка, содержащего ароматические аминокислоты, происходит денатурация белков и образование нитрозоаминов. При нагревании белка с нитрат-анионами происходит образование желтого цвета, который при добавлении избытка аммиака переходит в оранжевый цвет. Таким образом, ксантопротеиновая реакция может использоваться для обнаружения наличия нитрат-анионов в растворах. Подробнее про качественные реакции и аминокислоты читайте здесь.
Применение.
Азотная кислоты используется для производства азотных удобрений, взрывчатых веществ, в качестве окислителя в ракетных двигателях, в органическом синтезе(производство красителе, лекарств, пластмасс, растворителей)
Качественные реакция на нитрат-анионы
1)Выделение бурого газа при добавлении к веществу меди и конц.серной кислоты:
NaNO3 + H2SO4 —> NaHSO4 + HNO3
4HNO3 +Cu —>(to)Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O
2)Выделение аммиака при добавлении к веществу концентрированного раствора щелочи и цинковой пыли или алюминия:
KNO3+7KOH +4Zn +6H2O = NH3 + 4K2[Zn(OH)4]
Особенности солей азотной кислоты
1.Все нитраты(в различных условиях) проявляют свойства окислителей. Продукты восстановления азота определяются природой восстановителя и условиями проведения реакции:
2.Продукты разложения сухих нитратов металлов при нагревании зависят от положения металла в ряду положений:
Инновационный центр Бирюч (компания ЭФКО) объявляет конкурс «Молодой ученый» на соискание денежной премии среди студентов и ученых Самары и Тольятти естественно-научного направления.
Отбор проектов состоится в 3 номинациях: «Молодой ученый» Бакалавр, «Молодой ученый» Магистр и «Молодой ученый» Аспирант. Финалисты конкурса получат от ИЦ «Бирюч» денежные премии:
10 000 рублей (бакалавр),
15 000 рублей (магистр)
25 000 рублей (аспирант)
Анкеты принимаются до 12 февраля 18:00, а результаты будут объявлены на мероприятии 15 февраля в ивент-холле «Сигнал» по адресу: г. Самара, Лесная 23, корп. 2.
Представители химического факультета приняли участие в работе большой проектно-аналитической сессии Естественнонаучного института.
Работа велась по 4 основным направлениям: образование, наука, партнерство и кадры. По итогам сессии рабочими группами были предложены программы развития ЕНИ.
Поздравляем с успешной защитой кандидатской диссертации сотрудника кафедры неорганической химии Шимина Н.А.
Диссертация «Метакрилатные комплексы уранила – синтез, строение и некоторые свойства» по специальности 1.4.1. Неорганическая химия принята к защите 24 октября 2023 года (протокол заседания № 11) диссертационным советом 24.2.379.04. Защита прошла успешно 26 декабря 2023 года.
Диссертация посвящена синтезу и выявлению закономерностей, связывающих условия синтеза, состав и строение новых комплексов уранила, содержащих в своем составе метакрилат-ионы. В ходе работы были получены 22 новых соедения и определены их кристаллоструктурные, ИК спектроскопические данные, что позволит в дальнейшем их идентифицировать.
По результатам исследования всех метакрилатсодержащих координационных соединений Кембриджской базы структурных данных определены типы координации метакрилат-ионов в структурах кристаллов.
Кристаллохимический анализ в рамках стереоатомный модели структуры кристаллов раскрыл структурообразующие мотивы построения метакрилатоуранилатов одно- и двухвалентных металлов.
На основании правила 18-ти электронов было предсказано существование метакрилатсодержащих комплексов U(VI), которые только предстоит получить.
Научный руководитель – доктор химических наук Сережкина Лариса Борисовна, федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего образования «Самарский национальный исследовательский университет имени академика С.П. Королева», кафедра неорганической химии, профессор.
В роли оппонентов выступили:
Морозов Игорь Викторович, доктор химических наук, профессор, федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Московский государственный университет имени М.В. Ломоносова», кафедра неорганической химии, профессор,
Шевченко Александр Петрович, кандидат химических наук, Самарский филиал федерального государственного бюджетного учреждения науки Физического института им. П.Н. Лебедева РАН, старший научный сотрудник.
Оба оппонента дали положительные отзывы на диссертацию.
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024