Лабораторная работа №11: Цинк, кадмий, ртуть
Лабораторная работа №11: Цинк, кадмий, ртуть.
Цель: ознакомиться с типичными свойсвами цинка, кадмия, ртути и их соединений.
Оборудование и реактивы: химическая посуда, спиртовка, щипцы, водяная баня, соединения цинка, кадмия и ртути.
Цинк – элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов , с атомным номером 30. Простое вещество цинк при нормальных условиях – хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).
Наиболее распространенный минерал цинка — сфалерит, или цинковая обманка. Основной компонент минерала — сульфид цинка ZnS, а разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета. Видимо, за это минерал и называют обманкой. Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента № 30: смитсонит ZnCO3, цинкит ZnO, каламин 2ZnO · SiO2 · Н2O. На Алтае нередко можно встретить полосатую «бурундучную» руду — смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.
В чистом виде – довольно пластичный серебристо-белый металл. Обладает гексагональной решеткой с параметрами а = 0,26649 нм, с = 0,49468 нм. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем «крик олова»). При 100 – 150 °C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка.
Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:
Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О,
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑,
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑
и растворами щелочей:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑,
образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.
При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и ее аналогами — селеном и теллуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.
С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600 °C.
В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы [Zn(H2O)4]2+ и [Zn(H2O)6]2+.
Основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах.
Кадмий — элемент побочной подгруппы второй группы, пятого периода периодической системы химических элементов , с атомным номером 48. Простое вещество кадмий при нормальных условиях — мягкий ковкий тягучий переходный металл серебристо-белого цвета. Устойчив в сухом воздухе, во влажном на его поверхности образуется плёнка оксида, препятствующая дальнейшему окислению металла.
Кадмий — серебристо-белый мягкий металл с гексагональной решёткой. Если кадмиевую палочку изгибать, то можно услышать слабый треск — это трутся друг о друга микрокристаллы металла (так же трещит и пруток олова).
Кадмий расположен в одной группе периодической системы с цинком и ртутью, занимая промежуточное место между ними, поэтому некоторые химические свойства этих элементов сходны. Так, сульфиды и оксиды этих элементов практически нерастворимы в воде.
Единственный минерал, который представляет интерес в получении кадмия — гринокит, так называемая «кадмиевая обманка». Его добывают вместе с фаеритом при разработке цинковых руд. В ходе переработки кадмий концентрируется в побочных продуктах процесса, откуда его потом извлекают. В настоящее время производится свыше 10і тонн кадмия в год.
Ртуть — элемент побочной подгруппы второй группы, шестого периода периодической системы химических элементов , с атомным номером 80. Простое вещество ртуть — переходный металл, при комнатной температуре представляет собой тяжёлую серебристо-белую заметно летучую жидкость, пары которой чрезвычайно ядовиты. Ртуть — один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии (второй элемент — бром). В природе находится как в самородном виде, так и образует ряд минералов. Чаще всего ртуть получают путём восстановления из её наиболее распространённого минерала — киновари. Применяется для изготовления измерительных приборов, вакуумных насосов, источников света и в других областях науки и техники.
Ртуть — единственный металл, жидкий при комнатной температуре. Обладает свойствами диамагнетика. Образует со многими металлами жидкие сплавы — амальгамы. Не амальгамируются лишь железо, марганец и никель. Ядовит.
Ртуть — малоактивный металл. При нагревании до 300 °C ртуть вступает в реакцию с кислородом: 2Hg + O2 → 2HgO
Образуется оксид ртути(II) красного цвета. Эта реакция обратима: при нагревании выше 340 °C оксид разлагается до простых веществ. Реакция разложения оксида ртути исторически является одним из первых способов получения кислорода. При нагревании ртути с серой образуется сульфид ртути(II). Ртуть не растворяется в растворах кислот, не обладающих окислительными свойствами, но растворяется в царской водке и азотной кислоте, образуя соли двухвалентной ртути. При растворении избытка ртути в азотной кислоте на холоде образуется нитрат Hg2(NO3)2. Из элементов IIБ группы именно у ртути появляется возможность разрушения очень устойчивой 6d10 — электронной оболочки, что приводит к возможности существования соединений ртути (+4). Так, кроме малорастворимого Hg2F2 и разлагающегося водой HgF2 существует и HgF4, получаемый при взаимодействии атомов ртути и смеси неона и фтора при температуре 4К[2].
Опыт1 : свойства гидрооксидов.
Налили в 3 пробирки отдельно по 5 капель солей цинка, кадмия и ртути. В каждую добавили NaOH. Отметили цвет осадков. Записали уравнения реакций.
ZnSO4+2NaOH→Na2SO4+Zn(OH)2(мелкие бледно-белые хлопья)
CdSO4+2NaOH→Na2SO4+Cd(OH)2(густой белый осадок)
Гидрооксид цинка разделили на 2 пробирки. Подействовали в первом случае соляной кислотой, во втором – щелочью. Написали уравнения реакций.
Опыт 2: действие щелочей на цинк.
Поместили в пробирку немного цинковой пыли и налили в не 2-3мл 30% раствора NaOH. Пробирку нагрели. Наблюдали выделение водорода. В данной реакции не выпадает никакого осадка, так как образуется комплексное соединение тетрагидроксоцинкат натрия. Записали уравнение реакции.
Опыт 3: Действие кислот на цинк.
В 3 пробирки поместили гранулированный цинк и налили в одну разбавленной серной кислоты, в другую – концентрированной серной кислоты, в третью – разбавленной азотной кислоты. Наблюдали изменения, происходящие в пробирках.
Опыт 4: комплексные соединения цинка и кадмия.
Налили в 2 пробирки отдельно соль цинка и соль кадмия. Добавили в каждую гидрооксида аммония до образования осадков, а затем до их растворения. В пробирках образовались аммиакаты цинка и кадмия. Записали соответствующие уравнения реакций.
ZnCl2+2NH4OH→ [Zn(NH3)2Cl2] + 2 H2O
CdCl2+2NH4OH→ [Cd(NH3)2Cl2] + 2 H2O
Опыт 5: цинк, кадмий, ртуть в ряду напряжений металлов.
Опустили кусочек цинка в чашечку с раствором соли кадмия. Цинк более активный металл и он вытесняет кадмий из его соли по уравнению.
Опустили медную монету в раствор соли ртути. Так как медь активнее ртути, медь вытесняет ее из соли. Наблюдали потемнение монеты через некоторое время. Написали уравнение реакции.
Опыт 6: сульфиды цинка, кадмия, ртути.
Налили в пробирки отдельно растворы солей цинка, кадмия, ртути и подействовали на них раствором Na2S. Отметили цвета осадков. Записали уравнения реакций.
Подействовали на осадки раствором соляной кислоты. Сульфиды цинка и кадмия растворились, сульфит ртути – нет.
HgS+HCl→ реакция не идет
Вывод: ознакомились с типичными свойсвами цинка, кадмия, ртути и их соединений. Проверили действие щелочей и кислот на цинк. Получили комплексные соединения цинка и кадмия. Проверили растворимость сульфидов цинка, кадмия и ртути.
Источник
Цинк, кадмий, ртуть – химические свойства. Способы растворения металлов. Свойства соединений (гидролиз солей, способность к комплексообразованию).
В побочной подгруппе II группы периодической системы находятся переходные металлы цинк (Zn), кадмий (Cd) и ртуть (Hg).Атомы этих элементов имеют по 2 электрона на последнем и по 18 электронов на предпоследнем электронных уровнях в отличие от атомов щелочноземельных металлов, которые содержат по 8 электронов на предпоследнем уровне, за исключением бериллия, имеющего 2 электрона.
В химических реакциях атомы металлов подгруппы цинка теряют два валентных электрона, образуя соединения, в которых эти элементы двухвалентны. В отличие от ионов щелочноземельных металлов ионы металлов подгруппы цинка не обладают устойчивой конфигурацией инертного газа и в отличие от ионов остальных переходных металлов ионы металлов подгруппы цинка имеют полностью укомплектованные 3d- (для Zn 2+ ), 4d -(для Cd 2+ ) и 5d (для Hg 2+ ) орбитали.
Все металлы подгруппы цинка имеют серебристо-белый цвет и плотнейшую гексагональную упаковку кристаллов, за исключением ртути, кристаллы которой объемной ромбоэдрической структуры. Для всех этих атомов характерны относительно малые значения атомных и ионных радиусов, плотности от 7,13 до 13,59 г/см 3 (тяжелые металлы) и относительно малые атомные объемы — от 9,2 до 14,8 см 3 /г атом при 20°.
Цинк, кадмий и ртуть — диамагнитные металлы, имеют относительно низкие температуры плавления и кипения, большое число природных изотопов, образуют сплавы со многими металлами. Твердость цинка и кадмия составляет 2—2,9 по шкале Мооса, т. е. эти металлы поддаются обработке давлением.
Цинк и кадмий химически более активны, чем ртуть, которая в электрохимическом ряду напряжений расположена за водородом.В отличие от элементов главной подгруппы элементы подгруппы цинка труднее окисляются, проявляют меньшую реакционную способность и обнаруживают более слабо выраженные металлические свойства.
Сродство к кислороду у металлов подгруппы цинка больше, чем у металлов побочной подгруппы I группы, и значительно меньше, чем у металлов главной подгруппы II группы.
Окислы и основания щелочноземельных металлов проявляют основные свойства, а окислы и гидроокиси металлов подгруппы цинка обладают амфотерными или очень слабо основными свойствами. В природе цинк встречается в виде сульфидов, карбонатов, силикатов или оксидов, кадмий — в виде сульфидов, карбонатов или оксидов, а ртуть — в виде сульфидов, селенидов, теллуридов, оксидов и очень редко — в самородном состоянии. Цинк добывается из обманок (сфалеритов), вюртцита или смитсонита, кадмий — из кадмийсодержащих обманок или гринокита, ртуть — из киновари.
Очистка металлических цинка, кадмия и ртути осуществляется главным образом перегонкой в вакууме или в атмосфере инертного газа.Что касается соединений металлов подгруппы цинка, то с увеличением атомного номера проявляется все возрастающая склонность к образованию аутокомплексов, гидролизу и появлению окраски. В отличие от цинка и кадмия ртуть образует диртутные соединения, которые содержат катион (Hg — Hg) 2+ . Существуют также соединения ртути, подобные соединениям цинка и кадмия. Известно очень много основных солей этих элементов, поскольку их соединения легко гидролизуются. Цинк добывают из концентратов цинковой обманки, смитсонита и каламина.
Сульфидные полиметаллические руды, которые содержат пирит FeS2, галенит PbS, халькопирит CuFeS2 и в меньшем количестве цинковую обманку ZnS, после измельчения и размалывания подвергаются обогащению цинковой обманкой методом селективной флотации. Если цинковая руда содержит в качестве примеси магнетит, то для его удаления применяют магнитный метод. При прокаливании (700°) концентратов сульфида цинка в специальных печах образуется ZnO, который служит для получения металлического цинка ж сернистого газа, используемого в больших количествах для производства H2SО4. 2ZnS + 3О2 = 2ZnO + 2SО2 + 221 ккал Для превращения ZnS в ZnO измельченные концентраты цинковой обманки часто предварительно нагревают в специальных печах горячим воздухом, который подают встречным потоком. Окись цинка также получают прокаливанием смитсонита при 300°.
Металлический цинк образуется путем термического восстановления ZnO углеродом, окисью углерода, водородом, метаном, карбидом кальция, ферросилицием, а также сильным нагреванием ZnS с железом или углеродом в присутствии СаО в качестве флюса и с карбидом кальция; получают металлический цинк и электролизом водного раствора сульфата цинка.
ZnO + C ®Zn + СО—57 ккал
ZnO + СО ⇄Zn + СО2+47,80 ккал
ZnO + СаС2 = Zn + CaO + 2С; 2ZnO + FeSi = 2Zn + Fe + SiО2
ZnS + CaC2 = Zn + CaS + 2C; ZnS + Fe ⇄ 2Zn + FeS
2ZnS + 2CaO + 7C = 2Zn + 2CaC2 + 2CO + CS2
При хранении в сухом воздухе цинк длительное время остается блестящим, однако во влажном воздухе поверхность цинка покрывается тонкой защитной пленкой окисла и основного карбоната, которая в дальнейшем предохраняет металл от коррозионного действия атмосферных реагентов. Благодаря этому свойству цинком покрывают железные листы или пластины (методами электролитического или горячего цинкования) для предохранения их от разрушения.
При сильном нагревании на воздухе цинк воспламеняется и горит ярким сине-зеленым пламенем, образуя Zn + 1 /2O2 = ZnO + 83,5 ккал Цинк окисляется кислородом воздуха при нагревании выше 225°, а в токе сухого кислорода — выше 150°.
Металлический цинк не разлагает воду при комнатной температуре или кипячении, поскольку в присутствии воды поверхность цинка покрывается Zn(OH)2, которая препятствует дальнейшему разрушению металла. Цинк, нагретый почти до температуры плавления, энергично разлагает пары воды с образованием ZnO и выделением водорода: Zn +Н2О ⇄ZnO + Н2
При комнатной температуре во влажном воздухе галогены образуют с цинком соответствующие галогениды. В сухом состоянии галогены взаимодействуют с металлическим цинком при высокой температуре: Zn + F2 = ZnF2 + 1725,7 ккал Zn + Вr2 = ZnBr2 + 78,4ккал Zn + Сl2 = ZnCl2 + 99,55 ккал Zn + I2 = ZnI2 + 49,8 ккал
Нагревание порошкообразного металлического цинка с порошком серы приводит к образованию ZnS. Реакция экзотермична: Zn + S = ZnS + 44 ккал, Под действием сероводорода поверхность металлического цинка покрывается плотной защитной пленкой ZnS: Zn + H2S ⇄ ZnS + Н2
Нагревание металлического цинка в атмосфере газообразного аммиака дает нитрид Zn3N2. Оксид серы (IV) во влажной атмосфере и хлористый тионил взаимодействуют с цинком при нагревании по уравнениям 3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO Zn + SOCl2 = ZnCl2 + SO
Цинк непосредственна не вступает в реакции с азотом, углеродом, водородом и другими элементами. Обработка парами фосфора нагретого до 440—780° металлического цинка в атмосфере азота или водорода приводит к образованию Zn3P2 и ZnP2.
Поскольку нормальный потенциал системы Zn/Zn 2+ , равен —0,761 в,металлический цинк легко растворяется в кислотах и щелочах. При растворении цинка в разбавленных кислотах (НС1, H2SО4 и др.) образуются соответствующие соли цинка и выделяется водород: Zn + 2НС1 = ZnCI2 + Н2 Zn + H2SО4 = ZnSО4 + H2
Чистый металлический цинк медленно взаимодействует с разбавленными кислотами, поскольку образующийся атомарный водород покрывает поверхность цинка и выделение водорода уменьшается. При образовании гальванического элемента Zn — Сu в НС1 (1 : 1) выделение водорода происходит очень интенсивно, и цинк легко растворяется, превращаясь в хлорид. Для образования гальванического элемента Zn — Сu в раствор (1 : 1) НС1 добавляют несколько капель сульфата меди. Медь, стоящая в электрохимическом ряду напряжений правее цинка, осаждается им, покрывает поверхность цинка и ускоряет таким образом растворение Zn в НС1 за счет образования гальванических элементов.
При действии щелочей на металлический цинк образуются гидроксоцинкаты и водород: Zn + 2NaOH + 2Н2O = Na2[Zn(OH)4] + Н2
Металлический цинк вытесняет менее активные металлы (Сu, Ag, Hg, Аu, Pt и др.) из растворов их солей и восстанавливает хромовую, марганцовую и молибденовую кислоты, соли железа(III) и олова(IV). С помощью цинка можно осуществить цинкотермическое разложение многих оксидов, например CdO, PbO, CuO и NiO. Восстанавливая сероуглерод, цинковый порошок раскаляется. Химические свойства Zn иллюстрируются следующей схемой:
Известно много устойчивых соединений электроположительного двухвалентного цинка. Наряду с простыми соединениями цинка(II) выделили многочисленные координационные соединения, в которых цинк входит в состав катиона или аниона.
Из простых соединений цинка легко растворяются в воде хлорид, бромид, иодид, сульфат, нитрат и ацетат; плохо растворяются фторид, сульфат, карбонат, ортофосфат и основные соли. Большинство соединений цинка бесцветно.
Водные растворы растворимых солей цинка имеют кислую реакцию вследствие гидролиза. Наряду с неорганическими известны хелатные и металлоорганические соединения цинка.
Кадмий С химической точки зрения металлический кадмий во многом напоминает цинк; последний вытесняет кадмий из растворов его солей. При обычной температуре на воздухе поверхность металлического кадмия быстро становится матовой, покрываясь плотной тонкой защитной пленкой окиси. Металлический кадмий не взаимодействует с водой при обычной температуре или температуре кипения, поскольку в воде поверхность кадмия также покрывается тонкой защитной пленкой Cd(OH)2. При высокой температуре кадмий энергично разлагает пары воды с образованием CdO и водорода: Cd + 2Н2О ⇄Cd(OH)2 + Н2, Металлический кадмий взаимодействует с галогенами, кислородом, серой, селеном, теллуром, фосфором и мышьяком при нагревании, образуя соответствующие соединения. Сильное нагревание на воздухе или в кислороде сопровождается воспламенением кадмия, который горит красновато-желтым пламенем, превращаясь в оксид CdO коричневого цвета. Восстановительные свойства кадмия слабее, чем у цинка; кадмий взаимодействует только с водородом и азотом. В результате нагревания кадмия в токе SО2 получается смесь CdSО4 и CdS. Нормальный потенциал системы Cd/Cd 2+ равен —0,402 впри 25°, т. е. металлический кадмий в электрохимическом ряду расположен между железом и никелем; он медленно растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H2SO4) при нагревании с образованием солей и выделением водорода. В горячей разб. HNO3 кадмий растворяется:
3Cd + 8HNO3 = 3Cd(NО3)2 + 2NO + 4H20, При 350° кадмий вытесняет медь и железо из Cu2S и FeS. С физиологической точки зрения металлический кадмий и его растворимые соли токсичны. При вдыхании паров или порошков металлического кадмия органические кислоты организма образуют с кадмием очень токсичные растворимые соли. Нельзя допускать контакта металлического кадмия с пищевыми продуктами. Отравление кадмием сопровождается нарушением общего состояния организма, анемией, различными симптомами со стороны дыхательной, нервной и сосудистой систем, а также повреждением костей. Учитывая токсичность кадмия и его соединений, необходимо строго соблюдать правила техники безопасности при работе с кадмием.
Ртуть
С химической точки зрения ртуть — наименее активный металл из подгруппы цинка. Под действием электрических разрядов на смесь Не, Ne, Аг, Кг или Хе с парами ртути образуются соединения HgHe, HgNe, HgAr, HgKr, HgXe, в которых ртуть связана с указанными газами вандерваальсовыми силами.
При обычной температуре сухой воздух и кислород не действуют на ртуть, но в присутствии следов воды поверхность ртути становится матовой и покрываются серым слоем оксида. При нагревании ртути на воздухе до 350° образуется оксид HgO красного цвета, который при 500° термически разлагается на элементы: Hg+ 1 /2О2 ⇄ HgO + 21,5 ккал, Металлическая ртуть взаимодействует с галогенами при обычной температуре, образуя сначала галогениды Hg2X2, а затем галогениды HgX2.
Озон легко окисляет ртуть до Hg2О — соединение черного цвета. При растирании ртути с порошкообразной серой, селеном или теллуром в фарфоровом тигле образуются соединения HgS, HgSe, HgTe черного цвета. Ртуть взаимодействует с серой при высокой температуре, образуя красный сульфид ртути HgS. Азот, фосфор, углерод, кремний и бор непосредственно не взаимодействуют со ртутью. Хлористый водород в присутствии влаги медленно реагирует со ртутью при обычной температуре, образуя Hg2Cl2.
При обычной температуре ртуть вступает в реакцию с газообразными НВг или HI, а ртуть при нагревании — с хлористым иодом, хлористым сульфурилом, хлористым тионилом и четырех-хлористым углеродом:
| 2Hg + 2IC1 = HgCl2 + HgI2 | Hg + SO2C12 = HgCl2 + SO2 |
| 2Hg + SO2C12 = Hg2Cl2+ SO2 | 4Hg + CC14 = 2Hg2Cl2 + С |
| 3Hg+ 4SOC12 = 3HgCl2 + 2SO2 + S2C12 |
Ртуть растворяется в конц. H2SO4, в разб. или конц. HNO3 ив царской водке при нагревании:
| Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O | 3Hg + 6HC1 + 2HNO3 = 3HgCl2 + 2NO + 4H2O |
| 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O | 6Hg + 8HNOs — 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O |
При нагревании до 300 °C ртуть вступает в реакцию с кислородом: 
Образуется оксид ртути(II) красного цвета. Эта реакция обратима: при нагревании выше 340 °C оксид разлагается до простых веществ. 
Реакция разложения оксида ртути исторически является одним из первых способов получения кислорода. При нагревании ртути с серой образуется сульфид ртути(II): 
Ртуть не растворяется в растворах кислот, не обладающих окислительными свойствами, но растворяется в царской водке и азотной кислоте, образуя соли двухвалентной ртути. При растворении избытка ртути в азотной кислоте на холоде образуется нитрат Hg2(NO3)2. Из элементов IIБ группы именно у ртути появляется возможность разрушения очень устойчивой 6d10 — электронной оболочки, что приводит к возможности существования соединений ртути (+4). Так, кроме малорастворимого Hg2F2 и разлагающегося водой HgF2 существует и HgF4, получаемый при взаимодействии атомов ртути и смеси неона и фтора при температуре 4К.
Азотная кислота (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и tкип120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO3·H2O) и тригидрат (HNO3·3H2O).
Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметалламиС металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа: 
, 
,
Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:
Азотная кислота (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и tкип120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO3·H2O) и тригидрат (HNO3·3H2O).
НитратыHNO3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.
Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:
а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:
4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
г) нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O
Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители, например:
Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O — при сплавлении твердых веществ.
Азотная кислота – главный компонент кислотных травителей.
Дата добавления: 2018-02-18 ; просмотров: 1945 ; Мы поможем в написании вашей работы!
Источник
