Нитрат серебра молярная масса

Нитрат серебра - Silver nitrate

Нитрат серебра представляет собой неорганическое соединение с химической формулой AgNO
^{₃ . Это соединение является универсальным предшественником многих другихсеребряныхсоединений, такихкак теиспользуются вфотографии. Это гораздо менее чувствителен к светучемгалогениды. Он был когдато называлиляписпотому что серебро называетсяЛунадревних алхимиков, которые считаличто серебро было связано с Луной.}

В твердом серебра нитрата , ионы серебра трех- скоординированы в тригональной плоской договоренности.

открытие

Альберт Великий , в 13 - м веке, документально способность азотной кислоты для отделения золота и серебра путем растворения серебра. Магнуса отметил , что полученный в результате раствор нитрата серебра может чернеть кожу.

Синтез

Нитрат серебра могут быть получены реакцией серебра, такие как серебряные слитки или серебряной фольги, с азотной кислотой , в результате чего нитрат серебра, воды и окислов азота . Побочные продукты реакции зависят от концентрации азотной кислоты.

3 Ag + 4 HNO ₃ (холодный и разбавленный) → 3 AgNO ₃ + 2 H ₂ O + NO

Ag + 2 HNO ₃ (горячая и концентрируют) → AgNO ₃ + Н ₂ О + NO ₂

Это выполняется под вытяжкой из-за токсичных оксидов азота эволюционировали в ходе реакции.

Реакции

Типичная реакция с нитратом серебра, чтобы приостановить стержень из меди в растворе нитрата серебра и оставить его в течение нескольких часов. Нитрат серебра вступает в реакцию с медью с образованием кристаллов волосовидных из металлического серебра и синего раствора нитрата меди :

2 AgNO ₃ + Cu → Cu (NO ₃ ) ₂ + 2 Ag

Нитрат серебра разлагается при нагревании:

2 AgNO ₃ (л) → 2 Ag (ов) + O ₂ (г) + 2 NO ₂ (г)

Качественно, разложение можно пренебречь ниже точки плавления, но становится заметным примерно 250 ° С и полностью разлагаются при 440 ° С.

Большинство нитратов металлов термически разлагают до соответствующих оксидов , но оксид серебра разлагается при более низкой температуре , чем нитрат серебра, так что разложение урожайности нитрата серебра элементарного серебро вместо этого.

Пользы

Предшественник с другими соединениями серебра

Нитрат серебра является наименее дорогой солью серебра; он предлагает ряд других преимуществ , а также. Это не- гигроскопичен , в отличие от серебра фторборат и перхлорат серебра . Это является относительно стабильным к свету. И, наконец, она растворяется в многочисленных растворителях, включая воду. Нитраты могут быть легко заменены другими лигандами , делая AgNO ₃ разносторонних. Лечение с растворами галогенид - ионов дает осадок AgX (X = Cl, Br, I). При изготовлении фотопленки , нитрат серебра обрабатывают галоидных солей натрия или калия с образованием нерастворимого галогенид серебра на месте в фотографического желатина , который затем наносят на полоски три- ацетата или полиэстера . Аналогичным образом , нитрат серебра используют для получения некоторых на основе серебра взрывчатых веществ, такие , как гремучие , азид или ацетилид , через реакцию осаждения .

Лечение нитрата серебра с основанием дает темно - серый оксид серебра :

2 AgNO ₃ + 2 NaOH → Ag ₂ O + 2 NaNO ₃ + Н ₂ О

ДРИ абстракция

Катиона серебра, Ag ⁺
_{, Быстро реагирует с источниками галогенидов с получением нерастворимого галогенид серебра, который представляет собой осадок кремового , если используется Br-, белый осадок , если Cl ^-
используется и желтый осадок , если я ^-
используется. Эта реакция обычно используются в неорганической химии к абстрактным галогенидам:}

Ag ⁺
_{(р) + Х ^-
(Водно) → AgX (ы)}

где X ^-
_{= Cl ^-
, Br ^-
Или я ^-
,}

Другие соли серебра с некоординационными анионами , а именно тетрафторборатом серебра и серебром гексафторфосфата используется для более требовательных применений.

Аналогичным образом , эта реакция используется в аналитической химии , чтобы подтвердить присутствие хлорида , бромида или йодида ионов . Образцы , как правило , подкисляют разбавленной азотной кислотой , чтобы удалить мешающие ионы, например , карбонат ионы и сульфидные ионы. Этот шаг позволяет избежать путаницы сульфида серебра или карбонат серебра выпадает в осадок с тем из галогенидов серебра. Цвет осадки изменяется с галогенидом: белый ( хлорид серебра ), бледно - желтыми / сливки ( бромид серебра ), желтым ( иодид серебра ). AgBr и AgI особенно фото-разлагаются на металл, в качестве доказательства сероватого цвета на открытых образцах.

Та же реакция была использована на пароходах для того , чтобы определить , является ли котел питательной вода была загрязнена морской водой . Это по - прежнему используется для определения , если влага на ранее сухих грузов является результатом конденсации из влажного воздуха, или из морской воды протекающей через корпус.

Органический синтез

Нитрат серебра используется во многих отношениях в органическом синтезе , например , для снятия защиты и окисления. Ag ⁺
_{связывает алкены обратимо, и нитрат серебра был использован для разделения смеси алкенов путем селективного поглощения. В результате чего аддукт может быть разложен с аммиаком , чтобы освободить свободный алкен. Нитрат серебра хорошо растворим в воде , но плохо растворим в большинстве органических растворителей, за исключением ацетонитрила (111 мг / 100 мл, http://chemister.ru/Database/properties-en.php?id=862 ).}

Биология

В гистологии , нитрат серебра используется для окрашивания серебром , для демонстрации ретикулярных волокон, белков и нуклеиновых кислот . По этой причине он также используется для демонстрации белков в ПААГ гелей. Он может быть использован в качестве красителя в сканирующей электронной микроскопии .

Лекарственное средство

Серебряные соли обладают антисептическими свойствами. В 1881 Crede введено использование разбавленных растворов AgNO ₃ в новорожденных глазах »при рождении , чтобы предотвратить сокращение гонореи от матери, что может привести к слепоте. (Современные антибиотики в настоящее время используется вместо этого.)

Плавленый нитрат серебра, в форме соломкой, традиционно называют «ляпис». Он используется в качестве прижигающим агента, например , для удаления грануляционной ткани вокруг стомы . Генерал сэр Джеймс Эббот отметил в своих дневниках , что в Индии в 1827 году он был проникнут британским хирургом в раны в его руке в результате укуса бешеной собаки , чтобы прижечь раны и предотвратить развитие бешенства.

Нитрат серебра используется для прижигания поверхностных кровеносных сосудов в носу, чтобы помочь предотвратить кровотечения из носа.

Стоматологи иногда используют нитрат серебра проникнуты тампоны , чтобы залечить язвы в полости рта . Нитрат серебра используется некоторыми ортопедов , чтобы убить клетки , расположенные в ногтевое ложе.

Канадский врач CA Дуглас Рингроуза исследовал использование нитрата серебра для процедур стерилизации , полагая , что нитрат серебра может быть использован для блокирования и разъедает фаллопиевы трубы. Методика была неэффективной.

обеззараживание

Много исследований были сделаны в оценке способности иона серебра на инактивировать кишечную палочку , микроорганизм , обычно используемый в качестве индикатора фекального загрязнения и в качестве суррогата патогенных микроорганизмов в питьевой воду. Концентрации нитрата серебра оценивали в экспериментах по инактивации в диапазоне от 10-200 микрограмм на литр , как Ag ⁺ . Антимикробная активность Сильвера видело много приложений до открытия современных антибиотиков, когда он упал в ближайший неиспользования. Его связь с аргирия сделала потребитель осторожной и привела их отвернуться от него , когда дали альтернативу.

против бородавок

Многократное ежедневное применение нитрата серебра может вызвать адекватное разрушение кожных бородавок , но иногда пигментированные рубцы могут развиваться. В плацебо-контролируемое исследование 70 пациентов, нитрат серебра дано более девяти дней привели к оформлению всех бородавок в 43% и улучшении бородавок в 26% через один месяц после лечения по сравнению с 11% и 14%, соответственно, в группе плацебо ,

безопасности

В качестве окислителя, нитрат серебра должно быть надлежащим образом храниться вдали от органических соединений. Несмотря на общее использование в чрезвычайно низких концентрациях , чтобы предотвратить гонорею и контролировать кровотечения из носа, нитрат серебра по - прежнему очень токсичный и коррозионный. Кратковременное воздействие не будет производить какие - либо другие непосредственные , чем фиолетовые, коричневые или черные пятна на коже побочных эффектов, но при постоянном воздействии высоких концентраций, побочные эффекты будут заметны, которые включают в себя ожоги. Длительное воздействие может привести к повреждению глаз. Нитрат серебра , как известно, кожа и раздражение глаз. Нитрат серебра не был тщательно исследован для потенциального канцерогенного эффекта .

Нитрат серебра в настоящее время нерегулируемый в водных источниках Агентства по охране окружающей среды Соединенных Штатов. Однако, если более чем 1 грамм серебра накапливается в теле, состояние называется аргирия может развиваться. Argyria является постоянным косметическим состоянием , при котором кожа и внутренние органы превратить сине-серый цвет. Агентство по охране окружающей среды США использовало не иметь максимальный предел для загрязняющего серебра в воде до 1990 года, когда оно было определенно , что аргирия не влияет на функцию любых пораженных органов , несмотря на обесцвечивание. Аргирия чаще ассоциируются с потреблением коллоидного серебра растворов , а не с нитратом серебра, так как он используется только при очень низких концентрациях для дезинфекции воды. Тем не менее, он по- прежнему важно быть осторожным , прежде чем проглотить какой - либо серебристо-ионного раствора.

Рекомендации

внешняя ссылка

ru.qwe.wiki

Серебра нитрат. Мини-справочник по химическим веществам (3340 веществ)

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я Синонимы: серебро азотнокислое Внешний вид: бесцветн. ромбические кристаллы Брутто-формула (система Хилла): AgNO3 Молекулярная масса (в а.е.м.): 169,87 Температура плавления (в °C): 209,7 Температура разложения (в °C): 300 Растворимость (в г/100 г или характеристика): ацетон: 0,44 (18°C) вода: 122,2 (0°C) вода: 173,2 (10°C) вода: 222,5 (20°C) вода: 249,6 (25°C) вода: 274,5 (30°C) вода: 321,9 (40°C) вода: 449 (60°C) вода: 604 (80°C) вода: 770 (100°C) метанол: 3,6 (20°C) пиридин: 33,6 (20°C) этанол: растворим 2,12 (20°C) Плотность: 4,352 (19°C, г/см3) Динамическая вязкость жидкостей и газов (в мПа·с): 3,77 (244°C) 3,04 (275°C) 2,29 (342°C) Поверхностное натяжение (в мН/м): 149 (220°C) 144 (300°C) Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль): -124,5 (т) Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль): -33,6 (т) Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K): 140,9 (т) Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K): 93,05 (т) Применение: Для получения других соединений серебра. Реагент в аргентометрии. Для серебрения зеркал. Вяжущее бактерицидное средство (ляпис). В производстве фотографических эмульсий. Дополнительная информация: Механохимически реагирует с иодидом калия с образованием желтого иодида серебра. Органическими соединениями легко восстанавливается до серебра. Источники информации: "Химический энциклопедический словарь" под ред. Кнунянц И.Л., М.: Советсткая энциклопедия, 1983 стр. 522 Девяткин В.В., Ляхова Ю.М. "Химия для любознательных, или о чем не узнаешь на уроке" Ярославль:Академия Холдинг, 2000 стр. 109 Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 98 Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я Еще по теме:

www.xumuk.ru

Хлорат серебра — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хлорат серебра — неорганическое соединение, соль металла серебра и хлорноватой кислоты с формулой AgClO₃, бесцветные кристаллы, растворяется в воде.

Ag2O+2HClO3 → 2AgClO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}O+2HClO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2AgClO_{3}+H_{2}O}}}

Ag2CO3+2HClO3 → 2AgClO3+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}CO_{3}+2HClO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2AgClO_{3}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

Ag2O+6Cl2+5h3O → 2AgClO3+10HCl{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}O+6Cl_{2}+5H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2AgClO_{3}+10HCl}}}

AgNO3+KClO3 →85oC AgClO3+KNO3{\displaystyle {\mathsf {AgNO_{3}+KClO_{3}\ {\xrightarrow {85^{o}C}}\ AgClO_{3}+KNO_{3}}}}

Хлорат серебра образует бесцветные кристаллы тетрагональной сингонии, пространственная группа I 4/mmm, параметры ячейки a = 0,8486 нм, c = 0,7894 нм, Z = 8.

Растворяется в воде, слабо растворяется в этаноле.

• Разлагается при нагревании:

2AgClO3 →270oC 2AgCl+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {2AgClO_{3}\ {\xrightarrow {270^{o}C}}\ 2AgCl+3O_{2}\uparrow }}}

• Смесь хлората серебра с серой взрывается при ударе, трении или нагревании.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.

ru.wikipedia.org

Хромат серебра — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хромат серебра(I) — неорганическое соединение, соль металла серебра и хромовой кислоты с формулой Ag₂CrO₄, красные кристаллы, не растворимые в воде.

• Обменная реакция с растворимой солью серебра:

K2CrO4+2AgNO3 → Ag2CrO4↓+2KNO3{\displaystyle {\mathsf {K_{2}CrO_{4}+2AgNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ Ag_{2}CrO_{4}\downarrow +2KNO_{3}}}}

Хромат серебра(I) образует красные кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа P nam, параметры ячейки a = 1,0063 нм, b = 0,7029 нм, c = 0,5540 нм, Z = 4.

Плохо растворим в воде.

Парамагнетик.

• При нагревании реагирует с хлором:

2Ag2CrO4+2Cl2 →200oC 2CrO3+O2↑+4AgCl{\displaystyle {\mathsf {2Ag_{2}CrO_{4}+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ 2CrO_{3}+O_{2}\uparrow +4AgCl}}}

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.

ru.wikipedia.org

Ацетиленид серебра — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Ацетиленид серебра — очень неустойчивое кристаллическое взрывчатое вещество.

Белые кристаллы.

Получают пропусканием ацетилена через аммиачный раствор оксида серебра.

Ацетилен получают действием воды на карбид кальция. Атомы водорода в молекуле ацетилена обладают большой подвижностью, поэтому они легко могут быть замещены металлами. Через аммиачный раствор оксида серебра пропускается ацетилен. Выпадает осадок белого цвета — ацетиленид серебра.

HC≡CH+2[Ag(Nh4)2]OH⟶AgC≡CAg↓+ 4Nh4↑+ 2h3O{\displaystyle {\mathsf {HC\equiv CH+2[Ag(NH_{3})_{2}]OH\longrightarrow AgC\equiv CAg\!\downarrow +\ 4NH_{3}\!\uparrow +\ 2H_{2}O}}}

Высушенный ацетиленид серебра — очень опасное взрывчатое вещество. Его уничтожают обработкой концентрированной соляной кислотой, реже сульфидом аммония:

AgC≡CAg+2HCl⟶HC≡CH↑+ 2AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {AgC\equiv CAg+2HCl\longrightarrow HC\equiv CH\!\uparrow +\ 2AgCl\!\downarrow }}}

AgC≡CAg+(Nh5)2S⟶HC≡CH↑+ Ag2S↓+ 2Nh4↑{\displaystyle {\mathsf {AgC\equiv CAg+(NH_{4})_{2}S\longrightarrow HC\equiv CH\!\uparrow +\ Ag_{2}S\!\downarrow +\ 2NH_{3}\!\uparrow }}}

Очень опасен. Взрывается при нагревании и механических воздействиях, даже от тлеющей лучины. Необходимо получать только небольшие количества ацетиленида серебра.

Применяется во взрывчатых веществах, в детонаторах.

• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
• Багал Л. И. Химия и технология инициирующих взрывчатых веществ. — М.: Мир, 1975. — 424-434 с.
• Получение ацетиленида серебра

ru.wikipedia.org

Сульфат серебра — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Сульфа́т серебра́ (сульфат серебра (I)) — неорганическое вещество с формулой Ag₂SO₄, соль серебра в степени окисления +1 и серной кислоты.

Бесцветные кристаллы со временем темнеющие от воздействия света. Плохо растворим в воде.

Применяется в качестве стандартного вещества для тепловой калибровки калориметров и иногда для бактерицидной обработки воды.

При нормальных условиях сульфат серебра — белое кристаллическое вещество, малорастворимое в воде (0,79 г/100 г H₂O при 20 °C; 1,30 г/100 г H₂O при 80 °C), нерастворимое в этаноле. При осаждении из водных растворов не образует кристаллогидратов.

Существует в двух кристаллических модификациях: с ромбической и гексагональной сингонией кристаллической решётки. Температура фазового перехода из ромбической формы в гексагональную — 427 °C.

При 660 °C плавится без разложения.

Окислительно-восстановительные реакции[править | править код]

При температуре 750−1100 °C сульфат серебра разлагается с выделением металлического серебра:

Ag2SO4⟶2 Ag+ SO2+O2.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ Ag+\ SO_{2}+O_{2}}}.}

Также металлическое серебро восстанавливается из сульфата при нагревании последнего в токе водорода выше 200 °C:

Ag2SO4+ h3⟶2 Ag+ h3SO4,{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+\ H_{2}\longrightarrow 2\ Ag+\ H_{2}SO_{4}}},}

или при нагревании с сульфидом серебра выше 300 °C:

Ag2SO4+ Ag2S⟶4 Ag+2 SO2.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+\ Ag_{2}S\longrightarrow 4\ Ag+2\ SO_{2}}}.}

Обменные реакции[править | править код]

Сульфат серебра растворяется в концентрированном водном растворе аммиака с образованием комплекса:

Ag2SO4+4 (Nh4⋅h3O)⟶[Ag(Nh4)2]2SO4+4 h3O.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+4\ (NH_{3}\cdot H_{2}O)\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]_{2}SO_{4}+4\ H_{2}O}}.}

При небольшом (до 50 °C) нагревании сульфат серебра растворяется в концентрированной серной кислоте с образованием гидросульфата серебра:

Ag2SO4+ h3SO4⟶2 AgHSO4.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ AgHSO_{4}}}.}

При взаимодействии с концентрированной соляной кислотой выпадает осадок хлорида серебра:

Ag2SO4+2 HCl⟶2 AgCl↓+ h3SO4.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+2\ HCl\longrightarrow 2\ AgCl\downarrow +\ H_{2}SO_{4}}}.}

При взаимодействии с концентрированной щёлочью выпадает осадок оксида серебра (I):

Ag2SO4+2 KOH⟶K2SO4+Ag2O↓+ h3O.{\displaystyle {\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+2\ KOH\longrightarrow K_{2}SO_{4}+Ag_{2}O\downarrow +\ H_{2}O}}.}

Сульфат серебра может быть получен нагреванием металлического серебра с диоксидом серы и кислородом выше 450 °C:

2Ag+ SO2+ O2⟶Ag2SO4.{\displaystyle {\mathsf {2Ag+\ SO_{2}+\ O_{2}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}}}.}

Взаимодействием металлического серебра с горячей концентрированной серной кислотой:

2Ag+2 h3SO4⟶Ag2SO4↓+ SO2↑+2 h3O.{\displaystyle {\mathsf {2Ag+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}\downarrow +\ SO_{2}\uparrow +2\ H_{2}O}}.}

Осаждением из растворов в реакциях ионного обмена, например:

2AgNO3+ Na2SO4⟶Ag2SO4↓+2 NaNO3.{\displaystyle {\mathsf {2AgNO_{3}+\ Na_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}\downarrow +2\ NaNO_{3}}}.}

Вытеснением концентрированной серной кислотой летучих соединений водорода из солей:

2 AgX+ h3SO4⟶Ag2SO4↓+2 HX↑{\displaystyle {\mathsf {2\ AgX+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}\downarrow +2\ HX\uparrow }}}, где X= F,Br,I,CN.{\displaystyle {\mathsf {X=\ F,Br,I,CN}}.}

Применяется для бактерицидной обработки воды.

Калориметрия[править | править код]

Сульфат серебра используется как химический стандарт для калибровки калориметров по температуре и теплоемкости.

Сульфат серебра оказывает сильное раздражающее действие на глаза. При длительном контакте с кожей может вызывать аргирию.

LD₅₀ 5000 мг/кг.

• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник. — М: Дрофа, 2006.
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник. — М: Дрофа, 2007.
• Merck Safety Data Sheet − Silver sulfate (pdf)

ru.wikipedia.org

Реактив Толленса — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Реактив Толленса (гидроксид диамминсеребра (1)) — щелочной раствор аммиаката серебра [Ag(NH₃)₂]ОН. При взаимодействии с восстановителями образует серебро в виде чёрного осадка или блестящего «зеркала» на стенках реакционного сосуда (иногда при небольшом нагревании).

Предложен Бернхардом Толленсом в 1881.

Приготавливается непосредственно перед применением из растворов AgNO₃, NaOH и NH₄OH. Растворяют 1г нитрата серебра в 10мл воды, раствор хранят в темноте. Перед применением небольшое количество этого раствора смешивают с равным объёмом раствора 1г едкого натра в 10мл воды; выпавший осадок окиси серебра растворяют, осторожно добавляя концентрированный раствор аммиака.

Реакция «серебряного зеркала» — это реакция восстановления серебра в аммиачном растворе оксида серебра (реактив Толленса). В водном растворе аммиака оксид серебра образует комплексное соединение — гидроксид диамминсеребра [Ag(NH₃)₂]OH:

Ag2O+4Nh4⋅h3O⟶2[Ag(Nh4)2]OH+3h3O{\displaystyle {\ce {Ag2O + 4Nh4*h3O -> 2[Ag(Nh4)2]OH +3h3O}}}

при действии которого на альдегид происходит окислительно-восстановительная реакция с образованием соли аммония:

RCHO+2[Ag(Nh4)2]OH⟶RCOONh5+2Ag+3Nh4+h3O{\displaystyle {\ce {RCHO + 2[Ag(Nh4)2]OH -> RCOONh5 + 2Ag + 3Nh4 + h3O}}}

Серебряное зеркало образуется в том случае, если восстанавливающееся серебро осаждается на гладких стенках сосуда из не слишком концентрированных растворов. Малейшие загрязнения мешают восстанавливающемуся серебру «уцепиться» за стекло и заставляют его выделяться в виде рыхлого осадка.

Также возможна реакция с ацетиленом. В результате выпадает осадок белого цвета - ацетиленид серебра,очень неустойчивое взрывчатое вещество:

Позволяет обнаружить альдегиды, восстанавливающие сахара, полигидроксифенолы, α-дикетоны, гидроксикарбоновые кислоты, первичные кетоспирты, аминофенолы, алкил- и арил-гидроксиламины, алкил- и арилгидразины.

ru.wikipedia.org

Азотная кислота — Википедия

Азо́тная кислота́ (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 t_кип 120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O). Кислота ядовита.

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен^[3], степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. Водные растворы HNO₃ с массовой долей 0,95—0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6—0,7 — концентрированной азотной кислотой.

С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d₂₀ = 1,41 г/см³, T_кип = 120,7 °C)

При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

• моногидрат HNO₃·H₂O, T_пл = −37,62 °C;
• тригидрат HNO₃·3H₂O, T_пл = −18,47 °C.

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа P na2, параметры ячейки a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544 нм, Z = 4.

Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением

d(c)=0,9952+0,564c+0,3005c2−0,359c3,{\displaystyle d(c)=0{,}9952+0{,}564c+0{,}3005c^{2}-0{,}359c^{3},}

где d — плотность в г/см³, c — массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

4HNO3⟶4NO2↑+2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}\longrightarrow 4NO_{2}\!\uparrow +2H_{2}O+O_{2}\!\uparrow }}}

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять без разложения только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

CuO+2HNO3⟶Cu(NO3)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {CuO+2HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}}

ZnO+2HNO3⟶Zn(NO3)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {ZnO+2HNO_{3}\longrightarrow Zn(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}}

б) с основаниями:

KOH+HNO3⟶KNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {KOH+HNO_{3}\longrightarrow KNO_{3}+H_{2}O}}}

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

CaCO3+2HNO3⟶Ca(NO3)2+h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+2HNO_{3}\longrightarrow Ca(NO_{3})_{2}+H_{2}O+CO_{2}\!\uparrow }}}

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

4HNO3⟶4NO2↑+O2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}\longrightarrow 4NO_{2}\!\uparrow +O_{2}\!\uparrow +2H_{2}O}}}

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO₃ взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO₃

Cu+4HNO3(60%)⟶Cu(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Cu+4HNO_{3}(60\%)\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\!\uparrow +2H_{2}O}}}

Разбавленная HNO₃

3Cu+8HNO3(30%)⟶3Cu(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {3Cu+8HNO_{3}(30\%)\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\!\uparrow +4H_{2}O}}}

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Zn+4HNO3(60%)⟶Zn(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Zn+4HNO_{3}(60\%)\longrightarrow Zn(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\!\uparrow +2H_{2}O}}}

3Zn+8HNO3(30%)⟶3Zn(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {3Zn+8HNO_{3}(30\%)\longrightarrow 3Zn(NO_{3})_{2}+2NO\!\uparrow +4H_{2}O}}}

4Zn+10HNO3(20%)⟶4Zn(NO3)2+N2O↑+5h3O{\displaystyle {\mathsf {4Zn+10HNO_{3}(20\%)\longrightarrow 4Zn(NO_{3})_{2}+N_{2}O\!\uparrow +5H_{2}O}}}

5Zn+12HNO3(10%)⟶5Zn(NO3)2+N2↑+6h3O{\displaystyle {\mathsf {5Zn+12HNO_{3}(10\%)\longrightarrow 5Zn(NO_{3})_{2}+N_{2}\!\uparrow +6H_{2}O}}}

4Zn+10HNO3(3%)⟶4Zn(NO3)2+Nh5NO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {4Zn+10HNO_{3}(3\%)\longrightarrow 4Zn(NO_{3})_{2}+NH_{4}NO_{3}+3H_{2}O}}}

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO₂, N₂O, N₂ и NH₄NO₃.

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты ⇐NO2,NO,N2O,N2,Nh5NO3⇒{\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow NO_{2},NO,N_{2}O,N_{2},NH_{4}NO_{3}\Rightarrow }}} увеличение активности металла

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:

Fe+4HNO3(25%)⟶Fe(NO3)3+NO↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Fe+4HNO_{3}(25\%)\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+NO\!\uparrow +2H_{2}O}}}

4Fe+10HNO3(2%)⟶4Fe(NO3)2+Nh5NO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {4Fe+10HNO_{3}(2\%)\longrightarrow 4Fe(NO_{3})_{2}+NH_{4}NO_{3}+3H_{2}O}}}

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

S+6HNO3(60%)⟶h3SO4+6NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {S+6HNO_{3}(60\%)\longrightarrow H_{2}SO_{4}+6NO_{2}\!\uparrow +2H_{2}O}}}

S+2HNO3(40%)⟶h3SO4+2NO↑{\displaystyle {\mathsf {S+2HNO_{3}(40\%)\longrightarrow H_{2}SO_{4}+2NO\!\uparrow }}}

P+5HNO3(60%)⟶h4PO4+5NO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {P+5HNO_{3}(60\%)\longrightarrow H_{3}PO_{4}+5NO_{2}\!\uparrow +H_{2}O}}}

3P+5HNO3(30%)+2h3O⟶3h4PO4+5NO↑{\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}(30\%)+2H_{2}O\longrightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO\!\uparrow }}}

и сложные вещества, например:

FeS+4HNO3(30%)⟶Fe(NO3)3+S+NO↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {FeS+4HNO_{3}(30\%)\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+S+NO\!\uparrow +2H_{2}O}}}

Некоторые органические соединения (например амины, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

3HCl+HNO3 →150oC NOCl+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {3HCl+HNO_{3}\ {\xrightarrow {150^{o}C}}\ NOCl+Cl_{2}\!\uparrow +2H_{2}O}}}

Взаимодействие концентрированных азотной и соляной кислот с благородными металлами:

Au+HNO3+4HCl⟶H[AuCl4]+NO↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Au+HNO_{3}+4HCl\longrightarrow H[AuCl_{4}]+NO\!\uparrow +2H_{2}O}}}

3Pt+4HNO3+18HCl⟶3h3[PtCl6]+4NO↑+8h3O{\displaystyle {\mathsf {3Pt+4HNO_{3}+18HCl\longrightarrow 3H_{2}[PtCl_{6}]+4NO\!\uparrow +8H_{2}O}}}

Нитраты[править | править код]

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы и некоторые соединения неметаллов, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния (исключая литий):

2KNO3 →450oC 2KNO2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KNO_{3}\ {\xrightarrow {450^{o}C}}\ 2KNO_{2}+O_{2}\!\uparrow }}}

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью (а также литий):

4Al(NO3)3 →180oC 2Al2O3+12NO2↑+ 3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4Al(NO_{3})_{3}\ {\xrightarrow {180^{o}C}}\ 2Al_{2}O_{3}+12NO_{2}\!\uparrow +\ 3O_{2}\!\uparrow }}}

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

2AgNO3 →400oC 2Ag+2NO2↑+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {2AgNO_{3}\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ 2Ag+2NO_{2}\!\uparrow +\ O_{2}\!\uparrow }}}

ru.wikipedia.org

Смотрите также

• 
  Мазь от боли в мышцах шеи
• 
  Аквамарис для грудничков
• 
  Новые средства от псориаза
• 
  Платибазия что это такое
• 
  Чувство распирания изнутри живота
• 
  Боль в груди тупая
• 
  Тест на плохой запах изо рта
• 
  Как заболеть раздвоением личности
• 
  Гиперкинезы это что
• 
  Эффективные медицинские препараты для похудения
• 
  Как узнать пол будущего ребенка без узи в домашних условиях