112 Азотная кислота и ее соли. Особенности свойств. Химические основы производства азотной кислоты.

Азотная кислота. Чистая азотная кислота HNO₃ — бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см при — 42 °С застывающая в прозрачную кристаллическую массу. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с ‘влагой воздуха мелкие капельки тумана,

Азотная кислота не отличается прочностью, Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н

+ и- NO₃.

Окислительные свойства азотной кислоты. Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота—один

из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор — в фосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO₃, ярко разгорается.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы—в оксиды.

Концентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы. Еще Ломоносов открыл, что железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется

в холодной концентрированной HNO₃. Позже было установлено, что аналогичное действие азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под

действием концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние.

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна 4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО₃ может восстанавливаться до различных продуктов:

Получение.

1. В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:

Ba (NO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HNO₃.

2. В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:

1. Окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6 H₂O

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

2NO + O₂ → 2NO₂

3. Растворение оксида азота (IV) в воде с избытком кислорода:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

Химические свойства. Проявляет все свойства кислот. Азотная кислота одна из наиболее сильных минеральных кислот.

1. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:

HNO₃ → H⁺ + NO^—₃

2. Реагирует с оксидами металлов:

MgO + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O,

3. Реагирует с основаниями:

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2H₂O,

4. КонцентрированнаяHNO₃ при взаимодействии с наиболее активными металлами до Al восстанавливается до N₂О. Например:

4Ca + 10HNO₃ → 4Ca(NO₃)₂ + N₂O↑+ 5H₂O

5. Концентрированная HNO

3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO₂. Например:

4HNO₃ + Ni → Ni(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.

6. Аналогично концентрированная HNO₃ реагирует с неметаллами. Неметалл при этом окисляется. Например:

5HNO₃ +Pо → HP+5O₃ + 5NO₂↑+ 2H₂O.

Cоли азотной кислоты – нитраты при нагревании разлагаются по схеме:

левее Mg: MeNO₃ → MeNO₂ + O₂

Mg – Cu: MeNO₃ → MeO + NO₂↑ + O₂↑

правее Сu MeNO₃ → Me + NO₂↑ +O₂↑

Применение.

Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.

110. Водород. Строение атома, физические и химические свойства, получение и применение водорода.

ВОДОРОД, H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794.

Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида — трития ³Н (период полураспада Т1/2=12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов).

Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos — первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном, символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (лат Deuterium, от греческого deuteros — второй), для его обозначения используют символы

2Н, или D (читается «де»), ядро d — дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos — третий), символ ³Н или Т (читается «те»), ядро t — тритон.

Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s1. В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,0529 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.

В свободном виде — легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.

Физические и химические свойства: при обычных условиях водород — легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м³) бесцветный газ. Температура плавления –259,15°C, температура кипения –252,7°C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м³ и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н₂/Н– в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0°C растворимость составляет менее 0,02 см³

/мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо — в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.

Существует в виде двухатомных молекул Н₂. Константа диссоциации Н2 на атомы при 300 К 2,56·10–34. Энергия диссоциации молекулы Н₂ на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н₂ 0,07414 нм.

Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин, то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н₂) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н₂) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н₂ и 25% п-Н2. Физические свойства п- и о-Н₂ немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н₂ 20,45 К, то чистого п-Н

2 — 20,26 К. Превращение о-Н₂ в п-Н₂ сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н₂ (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (с взрывом) только с газообразным фтором (F):

H₂ + F₂ = 2HF + Q.

Если смесь водорода и хлора (Cl) при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом (O) происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор — металлический палладий (Pd) (или платину (Pt)). При поджигании смесь водорода и кислорода (O) (так называемый гремучий газ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде (O) спокойно горит с выделением большого количества теплоты:

H₂ + 1/2O₂ = Н₂О + 285,75 кДж/моль

С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом (N) водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400°C в присутствии катализатора — железа (Fe):

3H₂ + N₂ = 2NH₃ + Q.

Также только при нагревании водород реагирует с серой (S) с образованием сероводорода H₂S, с бромом (Br) — с образованием бромоводорода НBr, с иодом (I) — с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором (B), кремнием (Si), фосфором (P) водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.

При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием (Mg) с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН₂. Полимерный гидрид алюминия (AlH₃)x — один из самых сильных восстановителей — получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием (Zr), гафнием (Hf) и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).

Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего, надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо (Fe), никель (Ni), свинец (Pb), вольфрам (W), медь (Cu) и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450°C и выше происходит восстановление железа (Fe) водородом из его любого оксида, например:

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O.

Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем (Mn). Более активные металлы (в том числе и марганец (Mn)) до металла из оксидов не восстанавливаются.

Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это — так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С₂Н₄, причем образуется этан С₂Н₆:

С₂Н₄+ Н₂ = С₂Н₆.

Взаимодействием оксида углерода (II) и водорода в промышленности получают метанол:

2Н₂ + СО = СН₃ОН.

В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э’… Н… Э», причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.

Получение: водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент — метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом (O):

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂ и CH₄ + 1/2 O₂ = CO₂ + 2H₂

Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка (Zn) с соляной кислотой.

Применение: водород используют при синтезе аммиака Nh4, хлороводорода HCl, метанола СН₃ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир — маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода (O) с водородом используют при сварке.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды — довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600°C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются, по меньшей мере, до середины 21-го века.

Особенности обращения: водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).

27 Положение микроорганизмов в системе живого мира. Разнообразие микроорганизмов и их общность с другими организмами. Существенные особенности микроорганизмов: малые размеры клетки, высокая метаболическая активность, высокая пластичность их метаболизма (быстрое приспособление к меняющимся условиям окружающей среды, «всюдность»), способность к быстрому размножению, слабая морфологическая дифференцировка, многообразие метаболических процессов.

Микрооргани́змы, (микро́бы) — собирательное название группы живых организмов, которые слишком малы для того, чтобы быть видимыми невооружённым глазом (их характерный размер — менее 0,1 мм). В состав микроорганизмов входят как безъядерные (прокариоты: бактерии, археи), так и эукариоты: некоторые грибы, протисты, но не вирусы, которые обычно выделяют в отдельную группу. Большинство микроорганизмов состоят из одной клетки, но есть и многоклеточные микроорганизмы, точно также как и есть некоторые одноклеточные макроорганизмы, видимые невооружённым взглядом, например Thiomargarita namibiensis, представители рода Caulerpa (являются гигантскими поликарионами). Изучением этих организмов занимается наука микробиология.

Повсеместная распространенность и суммарная мощность метаболического потенциала микроорганизмов определяет их важнейшую роль в круговороте веществ и поддержании динамического равновесия в биосфере Земли.

Краткое рассмотрение различных представителей микромира, занимающих определенные «этажи» размеров, показывает, что, как правило, величина объектов определенно связана с их структурной сложностью. Нижний предел размеров свободноживущего одноклеточного организма определяется пространством, требуемым для упаковки внутри клетки аппарата, необходимого для независимого существования. Ограничение верхнего предела размеров микроорганизмов определяется, по современным представлениям, соотношениями между клеточной поверхностью и объемом. При увеличении клеточных размеров поверхность возрастает в квадрате, а объем — в кубе, поэтому соотношение между этими величинами сдвигается в сторону последнего.

Микроорганизмы обитают почти повсеместно, где есть вода, включая горячие источники, дно мирового океана, а также глубоко внутри земной коры. Они являются важным звеном в обмене веществ в экосистемах, в основном выполняя роль редуцентов, но в некоторых экосистемах они — единственные производители биомассы — продуценты.

Микроорганизмы, обитающие в различных средах, участвуют в круговороте серы, железа, фосфора и других элементов, осуществляют разложение органических веществ животного, растительного происхождения, а также абиогенного происхождения (метан, парафины), обеспечивают самоочищение воды в водоемах.

Впрочем, не все виды микроорганизмов приносят человеку пользу. Весьма многочисленное количество видов микроорганизмов является условно-патогенной или патогенной для человека и животных. Некоторые микроорганизмы вызывают порчу сельскохозяйственной продукции, обедняют почву азотом, вызывают загрязнение водоемов, накопление в продуктах питания ядовитых веществ (например, микробных токсинов).

Микроорганизмы отличаются хорошей приспособляемостью к действию факторов внешней среды. Различные микроорганизмы могут расти при температуре от −6° до +50—75°. Рекорд выживаемости при повышенной температуре поставили археи, некоторые изученные культуры которых растут на питательных средах свыше 110 °C, например, Methanopyrus kandleri (штамм 116) растёт при 122 °C, рекордно высокой температуре для всех известных организмов.

В природе среда обитания с такой температурой существует под давлением в горячих вулканических источниках на дне океанов (Черные курильщики).

Известны микроорганизмы, процветающие при гибельных для многоклеточных существ уровнях ионизирующего излучения, в широком интервале значений pH, при 25 % концентрации хлорида натрия, в условиях различного содержания кислорода вплоть до полного его отсутствия (Анаэробные микроорганизмы).

В то же время, патогенные микроорганизмы вызывают болезни человека, животных и растений.

Наиболее общепризнанные теории о происхождении жизни на Земле предполагают, что протомикроорганизмы были первыми живыми организмами, появившимися в процессе эволюции.

В настоящее время все микроорганизмы делят на 3 царства:

1. Procariotae. К данному царству можно отнести все виды бактерий, риккетсий, хламидий, микоплазм и т.д. В клетках есть ядро с одной хромосомой. Ядро не отделено от цитоплазмы клетки. Простой цикл деления путем перетяжки. Есть ряд уникальных органелл, таких как плазмиды, мезосомы. Отсутствует способность к фотосинтезу.

2. Eucariotae. Представителями данного царства являются грибы и простейшие. Клетка содержит ядро, отграниченное от цитоплазмы мембраной, с несколькими хромасомами. Есть ряд органелл, характерных для высших животных: митохондрии, эндоплазматическую сеть, аппарат Гольджи. Некоторые представители данного царства имеют хлоропласты и способны к фотосинтезу. Обладают сложным жизненным циклом.

3. Vira. К данному царству относятся вирусы. Отличительными чертами вириона является наличие только одного типа нуклеиновых кислот: РНК или ДНК, заключенного в капсид. Общей внешней оболочки у вируса может не быть. Размножение вируса может происходить только после встраивания в другую клетку, где и происходит репликация.

Многие авторы не относят вирусы к микроорганизмам, выделяя их в отдельную группу живых существ.

1

studfile.net

Азотная кислота: свойства и все характеристики

Характеристики и физические свойства азотной кислоты

На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары её образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влияние света она постепенно разлагается:

4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O.

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Рис. 1. Строение молекулы азотной кислоты.

Таблица 1. Физические свойства азотной кислоты.

Молекулярная формула	HNO3
Молярная масса, г/моль	63
Плотность, г/см3	1,513
Температура плавления, oС	-41,59
Температура кипения, oС	82,6
Растворимость в воде, г/100мл	смешивается

Получение азотной кислоты

Азотная кислота образуется в результате действия окислителей на азотистую кислоту:

5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Безводная азотная кислота может быть получена перегонкой при пониженном давлении концентрированного раствора азотной кислоты в присутствии P₄O₁₀ или H₂SO₄ в полностью стеклянном оборудовании без смазки в темноте.

Промышленный процесс производства азотной кислоты основан на каталитическом окислении аммиака над нагретой платиной:

NH₃ + 2O₂ = HNO₃ + H₂O.

Химические свойства азотной кислоты

Азотная кислоты принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью диссоциирует на ионы. Её соли носят название нитраты.

HNO₃↔H⁺ + NO₃^—.

Характерным свойством азотной кислоты является её ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота – один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор – в фосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO₃, ярко разгорается.

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O;

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы – в оксиды.

Концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы.

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется диоксид азота. В случае более активных металлов – железа, цинка – образуется оксид диазота. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами – цинком, магнием, алюминием – с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Cu + HNO_{3 (conc)} = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O;

Cu + HNO_{3 (dilute)} = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O;

Mg + HNO_{3 (dilute)} = Mg(NO₃)₂ + N₂O↑ + H₂O;

Zn + HNO_{3 (highly dilute)} = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O.

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O;

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет некоторые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» — золото. Действие её объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III), или хлорида нитрозила, NOCl:

HNO₃ + 3HCl = Cl₂ + 2H₂O + NOCl.

Применение азотной кислоты

Азотная кислота – одно из важнейших соединений азота: в больших количествах она расходуется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ и органических красителей, служит окислителем во многих химических процессах, используется в производстве серной кислоты по нитрозному способу, применяется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Азотная кислота и её соли

Азотная кислота и её соли

Азотная кислота – бесцветная жидкость, «дымит» на воздухе и окрашивается в жёлтый цвет, который придаёт ей оксид азота (IV), она  обладает резким раздражающим запахом, кипит при температуре 83 ⁰C, с водой смешивается в любых соотношениях.

            

Сырьём для получения азотной кислоты в промышленности служат азот и водород. Азот превращают в аммиак, затем аммиак окисляют кислородом воздуха в присутствии катализатора до оксида азота (II), потом оксид азота (II) окисляют до оксида азота (IV), а при растворении оксида азота (IV) в воде и в присутствии кислорода воздуха образуется азотная кислота.

 

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на твёрдый нитрат натрия при незначительном нагревании.

Способ получения азотной кислоты по обменной реакции открыт более трёхсот пятидесяти лет назад немецким химиком и аптекарем Глаубером. В результате взаимодействия нитрата калия с серной кислотой Глаубер получил «спиритус нутри» ― «дух селитры», а в России в старину азотную кислоту называли «селитряной дымистой водкой».

В водном растворе азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она является сильной одноосновной кислотой, поэтому диссоциирует по первой ступени на ион водорода и анион кислотного остатка.

Азотная кислота, как и другие кислоты, реагирует с основными и амфотерными оксидами. Например, в реакции оксида магния с азотной кислотой образуется нитрат магния и вода, в реакции оксида алюминия с азотной кислотой, образуется соль – нитрат алюминия и вода.

Азотная кислота реагирует с основаниями, как с растворимыми, так и нерастворимыми. В реакции взаимодействия гидроксида натрия с азотной кислотой, образуется соль – нитрат натрия и вода, в результате взаимодействия гидроксида меди (II) с азотной кислотой, также образуется соль – нитрат меди (II)  и вода.

Азотная кислота вступает во взаимодействие с солями слабых кислот. Например, в реакции карбоната натрия с азотной кислотой образуется соль – нитрат натрия, углекислый газ и вода.

Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей, за счёт азота в высшей степени окисления +5, поэтому она окисляет многие простые и сложные вещества.

Так, концентрированная азотная кислота реагирует практически со всеми металлами, расположенными в ряду активности как до, так и после водорода, кроме золота и платины. Так как окислителем в концентрированной азотной кислоте являются ионы кислотного остатка, а не ионы водорода, то при взаимодействии с металлами, водород не выделяется.

Например, если в пробирку с медными стружками осторожно прилить концентрированную азотную кислоту и немного подогреть, то можно увидеть, что раствор приобретает голубую окраску, из-за образования гидратированных ионов меди, а из раствора выделяется бурый газ – оксид азота (IV).

Некоторые металлы, такие как железо, алюминий, хром пассивируются в концентрированной азотной кислоте, поэтому концентрированную азотную кислоту хранят и перевозят в стальных или алюминиевых ёмкостях.

 

Разбавленная азотная кислота также является окислителем за счёт атома азота. Поэтому в реакции меди с разбавленной азотной кислотой образуется газ – оксид азота два и вода.

Молекулы азотной кислоты относительно нестойкие и концентрированная азотная кислота под действием теплоты и света частично разлагается на оксид азота четыре, кислород и воду.

Поэтому её хранят в прохладном тёмном месте.

Концентрированная азотная кислота окисляет многие органические вещества. Например, тлеющая лучинка, опущенная в склянку  с нагретой концентрированной азотной кислотой, загорается ярким пламенем.

Скипидар, древесные опилки, солома и бумага воспламеняются при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. При взаимодействии азотной кислоты с белками образуются соединения жёлтого цвета. Если азотная кислота попадёт на кожу, то она может вызвать сильные химические ожоги и образование жёлтого пятна. Поэтому, если всё таки, она  попала на кожу, то её сразу же нужно промыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором питьевой соды.

При работе с азотной кислотой нужно соблюдать крайнюю осторожность: не допускать попадания её на кожу и одежду!

Смесь концентрированой азотной и соляной кислот в объёмном соотношении 1: 3  называется «царской водкой», потому что растворяет «царя металлов» ― золото и другие благородные металлы.

Соли азотной кислоты – нитраты. Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называют селитрами. Например, NaNO₃ – натриевая селитра, NH₄NO₃ – аммиачная селитра, KNO₃ – калийная селитра, Ca(NO₃)₂ – кальциевая селитра. Все эти селитры применяют как азотные удобрения. Калийную селитру используют также при изготовлении чёрного пороха, а из аммиачной селитры готовят взрывчатое вещество – аммонал. Нитрат серебра, или ляпис, AgNO₃ применяют в медицине для прижигания ран и язв.

Нитраты получают действием азотной кислоты на металлы, основные или амфотэрные оксиды, основания, аммиак, карбонаты.

Все нитраты – твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Они разлагаются с образованием кислорода. Например, при разложении нитрата калия образуется нитрит калия и кислород.

Поэтому, если мы кусочек раскалённого угля опустим в пробирку с расплавленным нитратом калия, то он ярко вспыхивает и сгорает.

Для определения нитрат-ионов поступают следующим образом: в пробирку помещают немного исследуемого вещества, затем добавляют медных стружек, а потом  концентрированной серной кислоты и нагревают. В результате этих реакций образуется газ бурого цвета – оксид азота (IV), что свидетельствует о наличии нитрат-ионов  в растворе.

Азотная кислота используется для получения удобрений, красителей, синтетических волокон, пластмасс, взрывчатых веществ, фотоплёнки и лекарств.

Таким образом, азотная кислота – это бесцветная дымящаяся на воздухе жидкость. В промышленности её получают из аммиака, а в лаборатории действием концентрированной серной кислоты на твёрдый нитрат натрия. Азотная кислота – сильный окислитель за счёт атома азота в степени окисления +5. Она проявляет свойства, типичные для всех кислот: диссоциирует с образованием ионов водорода аниона кислотного остатка, реагирует с основными и амфотэрными оксидами, основаниями и солями (карбонатами). Азотная кислота любой концентрации реагирует с металлами, стоящими до и после водорода (кроме золота и платины). Только железо, хром и алюминий пассивируются в концентрированной азотной кислоте. На свету или при нагревании азотная кислота разлагается. Соли азотной кислоты – нитраты. Большая часть получаемой азотной кислоты идёт на производство азотных удобрений.

videouroki.net

Соляная кислота и азотная кислота, окисление

    Смесь соляной и азотной кислот ( царская водка ) применяют для растворения благородных металлов и их сплавов, сульфидов, окисленных руд, ртути, соединений мышьяка и др. [c.122]

    Баркер [38, 39, 40] приводит ряд способов приготовления медных сплавов. Сплавы, в особенности железа и меди, марганца и меди или марганца, свинца и меди, поверхностно обрабатывают соляной или азотной кислотой для образования пористого слоя соли металла, которая прокаливанием превращается в окись. Сплавы, состоящие из 25% марганца, 10% свинца и 65% меди, поверхностно окисляют, а затем подвергаются воздействию восстанавливающих агентов, после чего образуется пористая металлическая поверхность. Для приготовления железо-медных сплавов, применяемых при окислении окиси углерода до двуокиси углерода или сернистого ангидрида до серного ангидрида, рекомендуется хлористый водород заменять кислородом. [c.298]

    Типы минералов, содержащих железо, настолько разнообразны, что из многочисленных возможных методов их разложения каждый находит применение. Некоторые минералы растворимы в воде. Многие окисленные минералы, нерастворимые в воде, разлагаются соляной кислотой, азотной кислотой или царской водкой, часто лишь после очень топкого измельчения и продолжительного действия кислоты. Для разложения многих кислотоупорных минералов требуется сплавление с различными плавнями, указанными на стр. 919. В качестве плавней могут применяться как щелочно-окислительные смеси, так и пиросульфаты и даже кислые фториды. Выбор плавня зависит от природы анализируемого материала и намеченной цели. При анализе сульфидов и арсенидов щелочное сплавление часто предпочитают кислотной обработке, потому что при выщелачивании плава водой достигается количественное отделение серы, мышьяка, фосфора, ванадия и молибдена от многих основных металлов. Вот почему при определении серы в пиритсодержащих рудах кислотной обработке предпочитают метод щелочного сплавления. [c.435]

    Прежде чем продолжать анализ после выделения кремнекислоты или осаждения группы сероводорода, если последнее было проведено, нужно позаботиться о том, чтобы все железо находилось в состоянии трехвалентного. Если применяли обработку сероводородом, в растворе всегда будет железо (И). В незначительных количествах железо (П) может присутствовать и тогда, когда обработка сероводородом не проводилась, но выпаривание с соляной кислотой для выделения кремнекислоты проводилось в платиновой чашке. Для окисления железа (II) прибавляют в избытке бром и кипятят раствор для удаления этого избытка или же кипятят для удаления сероводорода (если он применялся), прибавляют азотную кислоту и снова кипятят раствор. [c.947]

    Азотная кислота. При окислении хинолина чистой азотной кислотой под давлением при температуре 150—180° С выход никотиновой кислоты низок (около 30%) [41]. С повышением температуры до 200—250° С выход увеличивается [121]. Однако большинство исследований проведено при окислении хинолина азотной кислотой в присутствии серной кислоты и катализаторов при различных температурах селен при 260—270° С [122] селен, ртуть, медь при 305—310° С (выход 88%) [123] йод (выход 86—90%) [124] соляная кислота при 215—225° С (выход 73% [125] молибденовокислый аммоний при 245—250° С (выход 69,2%) [126. Наиболее подробно разработан периодический процесс получения никотиновой кислоты из хинолина в присутствии серной кислоты (1 1,5 объем) окислением азотной кислотой при участии катализатора пятиокиси ванадия (1%) при температуре 220—230° С. Выход технического продукта 50,8%, а медицинского 45,2% [81, 127, 128]. Реакция протекает по следующей схеме  [c.195]

    Разрабатывается способ окисления соляной кислоты азотной кислотой в смеси с серной кислотой в условиях, исключающих возможность образования хлористого нитрозила. Образующуюся в ходе реакции смесь хлора и NO2 разделяют и двуокись азота вновь перерабатывают в азотную кислоту известными способами. По рекламным сообщениям , капиталовложения при регенерации СЬ из соляной кислоты этим методом должны составить 23 тыс. долл. на 1 т/сутки хлора, эксплуатационные затраты — до 27 долл. на 1 т. хлора. [c.268]

    Осаждение кадмия в обоих методах должно проводиться в сернокислых растворах, не содержащих азотной и соляной кислот. Азотная кислота может вызвать процессы нитрования и окисления красителя. [c.39]

    Окисление ведут хлором в смеси концентрированных соляной и азотной кислот. [c.334]

    Не рекомендуется применять вместо соляной кислоты азотную или серную кислоты, так как в этом случае могут происходить побочные реакции окисления — восстановления. [c.377]

    Присутствие вольфрама может быть установлено по желтому осадку вольфрамовой кислоты, выделяющемуся при растворении стали в соляной кислоте и последующем окислении азотной кислотой. [c.159]

    Навеску очищенной фортепианной проволоки растворяют в смеси соляной и азотной кислот. Азотная кислота применяется для окисления Ре + до Ре +. После отделения [c.119]

    КИСЛОТЫ, накрывают чашку, выпаривают до появления обильных паров и продолжают выпаривание до возможно меньшего объема, но не досуха [25]. Немного охлаждают (до начала кристаллизации), затем быстро разбавляют соляной кислотой 1 99 до 25—30 мл. Добавляют немного бумажной пульпы из специально обработанной фильтровальной бумаги для облегчения выделения кремневой кислоты, осадок немедленно отфильтровывают через специально обработанную фильтровальную бумагу и промывают один раз соляной кислотой 1 99. Помещают фильтр с кремневой кислотой в ту же платиновую чашку, добавляют 5 мл концентрированной азотной кислоты и З мл хлорной кислоты, накрывают часовым стеклом и осторожно нагревают для окисления бумаги. [c.43]

    Первоначальное осаждение в виде сульфата. Иногда обстоятельства позволяют или требуют прямого осаждения кальция в виде сульфата в отсутствие или в присутствии других элементов, сульфаты которых нерастворимы. Раствор может быть нейтральным или слабо подкисленным соляной или азотной кислотой. Прибавляют разбавленную (1 1) серную кислоту в десятикратном избытке и затем 4 объема спирта, перемешивают, оставляют на 12 ч, фильтруют, промывают осадок 75%-ным спиртом, высушивают, озоляют отдельно (если они легко отделяются друг от друга) фильтр и осадок в платиновом тигле, прокаливают при темно-красном калении, охлаждают и взвешивают в виде СаЗО. При озо-лении фильтра может произойти восстановление незначительной части сульфата кальция до сульфида, но при последующем прокаливании происходит обратное окисление сульфида кальция до сульфата. [c.711]

    Поверхность полиолефинов можно подвергать окислению насыщенным раствором хлора в воде при 50° С, смесью соляной и азотной кислот (3 1) при 40° С, гипохлоритом натрия при 30—90° С, перекисью водорода разных концентраций, концентрированной азотной кислотой или нитру

www.chem21.info

Что такое кислота «царская водка», каков её состав, свойства и способы применения

Что же такое царская водка? Нет, это не элитный напиток, как можно было бы подумать. Царская водка — это смесь определённых концентрированных кислот в определённой пропорции. Классический рецепт царской водки таков: одна четвёртая соляной кислоты (формула HCl) и три четверти азотной кислоты (формула HNO3). Такой напиток вряд ли принесёт пользу человеческому организму. Зато он способен растворять золото и платину. И не только их.

Что собой представляет кислота «царская водка»?

Большинство металлов полностью растворяются в царской водке. Но ни одна кислота, входящая в состав, по отдельности на это неспособна. Благодаря сложной реакции между азотной и соляной кислотой, рождается сила растворять металлы. Ей неподвластны тантал, иридий и родий. На вид царская водка просто жёлтая жидкость с резким неприятным запахом.

Как появилась на свет царская водка и почему её так назвали?

Царская водка появилась благодаря неустанным попыткам алхимиков создать некий философский камень, который бы превращал все в золото. Золото для людей того времени было королевским, царским металлом. Соответственно, жидкость, которая смогла растворить этот драгоценный металл, назвали царём воды. Но на русский язык название этой кислоты было интерпретировано по-другому, как царская водка.

Впервые рецепт водки был найден в трактате алхимика Псевдо-Гебера. Правда, рецепт несколько отличается от современного. В то время алхимики получали царскую водку за счёт смеси медного купороса, нашатыря, квасцов и селитры. Смешивали ингредиенты в сосуде со стеклянной крышкой.

В более поздних годах, в тринадцатом веке, был найден ещё один рецепт получения королевской водки. Этот рецепт приписывают Бонавентуру, который смешивал нашатырь с азотной кислотой. Этот же алхимик установил, что серебро растворяется в азотной кислоте – это хороший способ отделить серебро от золота. Бонавентура первый начал использовать название царской водки.

Рецепт водки, в которую входят концентрированные соляная и азотная кислоты, появился в конце шестнадцатого века. Описал его Андреаса Либавия в своей «Алхимии». Либавия придал царской водке большое значение, увидев в ней универсальный растворитель (одна из сложнейших задач алхимии). С шестнадцатого века царская водка активно помогала человечеству в увеличении знаний про различные вещества и химические реакции между ними. Королевская вода также сделала свой вклад в развитие пробирного анализа.

Интересный случай случился во времена Второй мировой войны. В нацистской Германии было запрещено получение Нобелевской премии. Поэтому два немецких физика (Макс фон Лауэ и Джеймс Франк) решили оставить на хранение свои золотые медали в Институте Нильса Бора (Дания). Когда Дания была оккупирована, один из химиков института растворил золотые медали в водке. Банка с раствором простояла всю войну среди сотен других различных растворов. После окончания войны, этот же химик выделил золото обратно из раствора и отдал его Шведской академии наук и Нобелевскому фонду. Из полученного золота изготовили новые медали и отдали их Джеймсу Франку и Максу фон Лауэ.

Свойства царской водки

Смесь соляной и азотной кислоты образует высокоактивные продукты (диоксида хлора, азота и нитрозилхлорида). Царская водка является одним из сильнейших окислителей. Надо заметить, что готовят эту водку непосредственно перед применением. Ведь со временем она распадается на газообразные продукты. Золото растворяется в водке приблизительно со скоростью 10 мкм/мин.

Применение царской воды

Основным и профессиональным применением царской воды является использование её, как реактива, за счёт которого получают хлорид металлов. Некоторые используют этот реактив, чтобы добыть золото из старых радиодеталей. А также, с помощью царской воды можно легко взламывать навесные замки.

Главное не забывать, что царской воды можно пользоваться только первое время после его изготовления.

Стоит также подробно разобрать те кислоты, которые входят в состав царской водки.

Азотная кислота

Кислота, чувствительная к свету. При освещении, она распадётся на оксид и воду. Поэтому азотную кислоту содержат в тёмном шкафу или в непрозрачной ёмкости. И также HNO3 сама по себе не растворяет железо, поэтому её смело можно хранить в железной ёмкости. Азотная кислота один из сильнейших электролитов и окислителей.

Известны случая, образования HNO3 в атмосфере. При ударе молнии азот, входящий в состав атмосферы, начинает реагировать с кислородом, вследствие чего образовывается оксид азота. Впоследствии этот оксид азота реагирует с влагой в воздухе, образовывая азотную кислоту в небольших концентрациях.

Соляная кислота

Бесцветная кислота, с резким запахом очень едкая, выделяет лёгкий пар на открытом воздухе. HCl растворяет многие металлы. С использованием этого реактива нужно быть очень аккуратным. Работать с ней можно только в помещении, которое активно проветривается. Ведь пар, выделяемой этой кислотой, может раздражать слизистые оболочки дыхательных путей.

Способ приготовления царской воды

Чтобы приготовить самостоятельно царскую водку вам понадобится:

• концентрированные HCl, HNO3;
• стеклянная пробирка;
• стеклянная палочка.

1. В первую очередь, вы должны точно отмерить нужное количество реактивов. Напоминаем, требуется смешать три части соляной кислоты с одной частью азотной. Не думайте отмерять на глаз количество жидкости. Малейшая неточность приведёт к тому, что реактив будет слабым по эффективности. Лучше всего взять стеклянную пробирку с делениями, по которым вы будете ориентироваться.
2. Постарайтесь использовать минимальное количество посуды. А также постарайтесь поменьше переливать реактивы с одной пробирки в другую. Остерегайтесь проливать их.
3. Советуем вначале налить в пробирку соляную кислоту, а потом уже добавлять в неё азотную. Это делается для того, чтобы, когда вы вливаете меньшее количество жидкости в большее количество жидкости, уменьшить количество брызг. Вливайте кислоту осторожно, тонкой струёй. Не подносите близко к лицу пробирку с кислотой, чтобы случайно не вдохнуть пары.
4. Когда вы смешали все реактивы, аккуратно перемешайте смесь стеклянной палочкой. Перемешать нужно тщательно, чтобы все реактивы прореагировали между собой, а не просто расслоились. Ни в коем случае, нельзя взбалтывать пробирку. Если вы все сделали правильно, то, смешанная вами жидкость, вначале будет жёлтого цвета, а через полчаса потемнеет до оранжевого цвета.

На всех этапах не забывайте соблюдать осторожность!

Видео

Из видео вы узнаете, что такое царская водка.

liveposts.ru

Как называется смесь концентрированных азотной и соляной кислот?

Загрузка…

Традиционно, по субботам, мы публикуем для вас ответы на викторину в формате «Вопрос — ответ». Вопросы у нас самые разные как простые, так и достаточно сложные. Викторина очень интересная и достаточно популярная, мы же просто помогаем вам проверить свои знания и убедиться, что вы выбрали правильный вариант ответа, из четырех предложенных. И у нас очередной вопрос в викторине — Как называется смесь концентрированных азотной и соляной кислот?

• царская водка
• княжеская горилка
• императорский шнапс
• королевский спирт

Правильный ответ А. Царская водка

Царская водка — смесь концентрированных кислот — азотной HNO3 (1 объём) и соляной HCl (3 объёма) и иногда серной h3SO4.
Представляет собой жидкость жёлтого цвета, пахнущую хлором и окислами азота. Сильнейший окислитель, благодаря выделению хлора (Cl2) и хлористого нитрозила (NOCl) в результате реакций:
3HCl + HNO3 → Cl2↑ + NOCl↑ + 2h3O
2NOCl → 2NO↑ + Cl2↑
Растворяет большинство металлов, в том числе золото, поэтому и названа алхимиками царской водкой, так как золото считалось «царём металлов» . Не растворяет родий (Rh), тантал (Ta) и иридий (Ir). Применяется как реактив в химических лабораториях, при аффинаже золота (Au) и платины (Pt), получении хлоридов металлов и др. Например, реакция царской водки с золотом и платиной проходит при комнатной температуре по следующей схеме:
2Au + 8HCl + 2HNO3 → 2H[AuCl4] + 2NO↑ + 4h3O
3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 3h3[PtCl6] + 4NO↑ + 8h3O
Азотная кислота окисляет соляную, освобождая хлор, реакция ускоряется при нагревании. Выделяющийся хлор частью соединяется с образующимися при этом продуктами раскисления азотной кислоты и даёт с ними хлористый нитрозил NOCl и др. соединения.
Применяется как реактив в химических лабораториях, при аффинаже золота (Au) и платины (Pt), для получении хлоридов металлов и др.
“Царская водка” стала известна алхимикам задолго до открытия соляной кислоты в отдельности, готовилась ими, по Геберу (VIII столетие) , перегонкой смеси селитры, медного купороса и квасцов с прибавкой нашатыря и употреблялась для растворения золота. Теперь её приготовляют смешиванием азотной и соляной кислоты.

« Предыдущая запись Следующая запись »

www.zdesotvety.ru

Кислота азотная соляная — Справочник химика 21

    Кислоты азотная, соляная — Взаимодействуют с образованием соответствующих солей [c.353]

    Гидроокиси и карбонаты щелочных металлов (растворы) Кислоты азотная, соляная, серная Кислота фтористоводородная [c.305]

    Например, при анализе на примеси металлов летучих кислот (азотной, соляной, уксусной, плавиковой) к ним добавляют немного серной кислоты и сульфатный остаток анализируют спектральным методом. [c.19]

    К 0,5—1 мл раствора соли лантаноида (лантана, церия и др.) прилейте такой же объем разбавленного раствора гидроксида натрия или аммония. Отметьте окраску полученных гидроксидов лантаноидов (белые осадки лантана, церия и самария зеленый — празеодима, сиреневый — неодима). Осадки разделите в две пробирки и в одну из них прилейте раствор кислоты (азотной, соляной или серной), а в другую — концентрированный раствор щелочи. Каковы химические свойства гидроксидов лантаноидов Как изменяются основные свойства гидроксидов при переходе от церия к лютецию  [c.242]

    Тантал чрезвычайно устойчив к хлору и к кислотам азотной, соляной, серной и фосфорной при температуре до 250° С. Тантал не взаимодействует с 98%-ной серной кислотой при температуре до 150° С. При температуре 175 С скорость коррозии достигает 0,0025 мм, а при 200 С — 0,038 мм в год. Тантал обладает хорошими физико-механическими свойствами температура плавления 3000° С плотность 16600 кг/м коэффициент линейного расширения 6,58-Ю» удельная теплоемкость 0,036 кал/(г-°С). При работе при температуре свыше 300° С тантал становится хрупким, что ограничивает его применение. Тантал также не применим для растворов плавиковой кислоты и горячих крепких щелоков. [c.358]

    Кислотами называют химические соединения, содержащие атомы водорода, способные замещаться металлами при замещении водорода металлом образуется соль. В водных растворах кислоты распадаются (диссоциируют) на ионы водорода и кислотного остатка. По степени диссоциации в водных растворах разли-, чают сильные кислоты (азотная, соляная, серная и др.), средние кислоты (фосфорная, плавиковая и др.) и с л а б ы е кислоты (уксусная, борная и др.). Для качественного обнаружения кислот пользуются индикаторами—красителями, обладающими способностью менять свою окраску в растворе при достижении в нем определенной концентрации ионов водорода. Например, водные растворы лакмуса или лакмусовая бумажка в присутствии свободных кислот окрашиваются в красный цвет. [c.85]

    После отбора проб воздуха фильтры сжигают (озоляют), сплавляют золу с карбонатами калия или натрия или растворяют концентрат в сильных кислотах (азотная, соляная или их смеси) — для превращения металлов в растворимые соли. Растворы солей металлов после соответствующей обработки анализируют на полярографе [10—12]. [c.332]

    Добавки кремния к простой углеродистой стали (в пределах растворимости кремния в железе в твердом состоянии) повышают окалиностойкость стали до 800—850° С и коррозионную стойкость в ряде кислот (азотной, соляной). [c.75]

    На аналитических весах нельм взвешивать в открытых сосудах иод, растворы аммиака, концентрированные кислоты— азотную, соляную и уксусную, трех- и пятихлористый фосфор и вообще летучие вещества, которые могут в парообразном состоянии действовать на материалы, из которых сделаны весы. [c.230]

    Они содержат атомы водорода и характерны только для многоосновных кислот. Одноосновные кислоты (азотная, соляная и другие) не имеют кислых солей, так как при замещении одного иона водорода металлом сразу получается средняя соль. [c.90]

    Во фторопластовую чашку помещают 2,2 мл воды, не содержащей кремния, либо 2,2 мл нейтрального раствора, содержащего 1 мкг Si. Прибавляют 0,3 мл 1,25 н. (либо с. заданной кислотностью) раствора серной кислоты (либо азотной, либо соляной), 0,5 мл раствора молибденовокислого аммония, перемешивают и выдерживают 10 минут. Затем в чашку прибавляют 1 мл 6 н. (либо с заданной кислотностью) раствора серной кислоты (азотной, соляной). Содержимое чашки переносят в делительную воронку и экстрагируют КМК 5 мл бутилового либо изоамилового спирта, переворачивая воронку в течение 2 минут. После полного расслоения водный слой отбрасывают, а к органическому добавляют [c.186]

    На катионите плутоний может сорбироваться из разбавленных растворов кислот (азотной, соляной) во всех трех устойчивых валентных состояниях (И1, IV и VI). Сорбируемость плутония различна для различных валентных состояний и изменяется в последовательности Pu(IV) > Pu(III) > Pu(VI). Поглощенный ионитом плутоний десорбируют концентрированной кислотой вызвано это конкуренцией между ионами водорода и сорбированного металла, а также образованием анионных комплексов. Часто используют поперечносшитые иониты с сульфогруппами (дауэкс-50 X 4, Дауэкс-50 X 12, КУ-2, КУ-1 и др.). [c.373]

    Силицированием называется процесс насыщения поверхности стали кремнием путем диффузии его в железо при высоких температурах. Силицирование применяется для повыщения химической стойкости простой углеродистой стали, чугуна. Известно, что добавки кремния к простой углеродистой стали (в пределах растворимости кремния в твердом состоянии в железе) вызывают повышение сопротивления стали окислению при высоких температурах (до 800—850°), а также повышение коррозионной стойкости против воздействия ряда кислот (азотной, соляной и т. п.). [c.197]

    Давно уже отмечалось, что на спектры водных растворов солей уранила сильных неорганических кислот — азотной, соляной, серной и т. д. — влияют анионы, присутствующие в растворе. Однако не было точных и систематизированных данных, достаточных для того, чтобы судить о том, вызваны ли эти отличия образованием определенных комплексов. (Так, отмеченные изменения спектра могли возникать и не вследствие комплексообразования, а как результат влияния ионов на основные свойства среды, например на диэлектрическую постоянную, или как результат эффектов дальнего порядка, или в концентрированных растворах как результат кратковременных взаимодействий между ионами при их столкновении.) Позднее с большей точностью были измерены спектры хлоридных, сульфатных и нитратных растворов. Результаты были интерпретированы с учетом комплексообразования. [c.111]

    Отделение следов элементов от основы методом дистилляции связано с неизбежными потерями, особенно за счет адсорбции стенками аппаратуры. Поэтому часто предпочитают отгонять вещества основы, получая анализируемые элементы в остатке. Так, в сосудах из платины или фторопласта выпаривают воду, кислоты, органические растворители из соответствующих растворов анализируемых веществ. При этом в ряде случаев добавляют некоторые реагенты для образования носителей, удерж

www.chem21.info