Formula structurala

Formula adevărată, empirică sau brută: HNO3

Compoziția chimică a acidului azotic

Greutate moleculară: 63.012

Acid azotic ( HNO3) este un acid monobazic puternic. Acidul azotic solid formează două modificări cristaline cu rețele monoclinice și ortorombice.

Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. În soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni. Formează un amestec azeotrop cu apă cu o concentrație de 68,4% și punctul de fierbere 120 °C la presiunea atmosferică normală. Sunt cunoscuți doi hidrați solizi: monohidrat (HNO3·H2O) și trihidrat (HNO3·3H2O).

Azotul din acidul azotic este tetravalent, starea de oxidare +5. Acidul azotic este un lichid incolor care emană fum în aer, punct de topire -41,59 °C, punct de fierbere +82,6 °C (la presiunea atmosferică normală) cu descompunere parțială. Acidul azotic se amestecă cu apa în toate proporțiile. Soluțiile apoase de HNO 3 cu o fracție de masă de 0,95-0,98 sunt numite „acid azotic fumant”, cu o fracție de masă de 0,6-0,7 - acid azotic concentrat. Formează un amestec azeotrop cu apa (fracție de masă 68,4%, d20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)

HNO 3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină. Când este încălzit, acidul azotic se descompune conform aceleiași reacții. Acidul azotic poate fi distilat fără descompunere numai sub presiune redusă (punctul de fierbere indicat la presiunea atmosferică a fost găsit prin extrapolare).

Aurul, unele metale din grupa platinei si tantalul sunt inerte la acidul azotic pe intregul interval de concentratie, alte metale reactioneaza cu acesta, cursul reactiei fiind determinat de concentratia acestuia.

Acidul azotic la orice concentrație prezintă proprietățile unui acid oxidant, azotul fiind redus la o stare de oxidare de +5 până la -3. Adâncimea reducerii depinde în primul rând de natura agentului reducător și de concentrația acidului azotic.

Un amestec de acizi azotic și sulfuric se numește „melange”.

Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru a produce compuși nitro.

Un amestec de trei volume de acid clorhidric și un volum de acid azotic se numește „aqua regia”. Aqua regia dizolvă majoritatea metalelor, inclusiv aurul și platina. Puterile sale abilități de oxidare se datorează clorului atomic și clorurii de nitrozil rezultate.

Acidul azotic este un acid puternic. Sărurile sale - nitrații - se obțin prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor sau carbonaților. Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Ionii de nitrat nu se hidrolizează în apă. Nitrații sunt folosiți pe scară largă ca îngrășăminte. Mai mult, aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă, așa că există extrem de puțini dintre ei în natură sub formă de minerale; excepțiile sunt azotatul chilian (sodiu) și nitratul indian (nitratul de potasiu). Majoritatea nitraților sunt obținuți artificial.

În ceea ce privește gradul de impact asupra organismului, acidul azotic aparține substanțelor din clasa a 3-a de pericol. Aburii săi sunt foarte nocivi: vaporii provoacă iritații ale căilor respiratorii, iar acidul în sine lasă pe piele ulcere care se vindecă îndelung. Când este expus la piele, apare o colorare galbenă caracteristică a pielii din cauza reacției xantoproteice. Când este încălzit sau expus la lumină, acidul se descompune pentru a forma dioxid de azot NO 2 (un gaz maro) foarte toxic. MPC pentru acid azotic în aerul zonei de lucru pentru NO 2 2 mg/m 3.

Orez. 97. Aprinderea terebentinei în acid azotic

Pur - lichid incolor ud. greutate 1,53, fierbinte la 86° și la -41° solidificându-se într-o masă cristalină transparentă. În aer, „fumă”, ca acidul clorhidric concentrat, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu umiditatea din aer.

Este miscibil cu apa în orice raport, iar o soluție de 68% fierbe la 120,5° și este distilată fără modificări. Aceasta este compoziția unui oud de vânzare obișnuit. greutate 1,4. Acidul concentrat care conține 96-98% HNO 3 și colorat în roșu-maro cu dioxid de azot dizolvat în el este cunoscut sub numele de acid azotic fumant.

Acidul azotic nu este deosebit de stabil din punct de vedere chimic. Deja sub influența luminii, se descompune treptat înapă și dioxid de azot:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2

Cu cât temperatura este mai mare și cu cât acidul este mai concentrat, cu atât se produce descompunerea mai rapidă. Prin urmare, acidul azotic obținut din nitrat este întotdeauna colorat în gălbui de dioxidul de azot. Pentru a evita descompunerea, distilarea se efectuează sub presiune redusă, sub care acidul azotic fierbe la o temperatură apropiată de 20°.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluţii diluate se descompune complet în ioni de H şi NO3'.

Proprietatea cea mai caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acidul azotic este unul dintre cei mai energici agenți oxidanți. Mulți metaloizi sunt ușor oxidați de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Deci, de exemplu, atunci când este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, acid fosforic etc. Un cărbune mocnit scufundat în acid azotic concentrat nu numai că nu se stinge, darse aprinde puternic, descompunând acidul pentru a forma dioxid de azot roșu-brun.

Uneori, oxidarea produce atât de multă căldură încât substanța oxidantă se aprinde spontan, fără preîncălzire.

De exemplu, să turnăm puțin acid azotic fumos într-o ceașcă de porțelan, să punem ceașca pe fundul unui pahar lat și, după ce a colectat terebentina într-o pipetă, să o aruncăm prin picurare în ceașca cu acid. Fiecare picătură care intră în acid se aprinde și arde, formând o flacără mare și un nor de funingine (Fig. 97). Rumegușul încălzit se aprinde și dintr-o picătură de acid azotic fumos. Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor, cu excepția aurului, platinei și a unor metale rare, transformându-le în săruri de nitrat. Deoarece acestea din urmă sunt solubile în apă, acidul azotic este utilizat în mod constant în practică pentru a dizolva metalele, în special pe acelea asupra cărora alți acizi nu acționează sau acționează foarte lent.

Este remarcabil că, după cum a constatat și M.V., unele (, etc.), ușor solubile în acid azotic diluat, nu se dizolvă în acid azotic concentrat la rece. Aparent, acest lucru se întâmplă din cauza formării unui strat subțire, foarte dens de oxid pe suprafața lor, protejând metalul de acțiunea ulterioară a acidului. Acestea, după ce le tratează cu acid azotic concentrat, devin „pasive”, adică își pierd și capacitatea de a se dizolva în acizi diluați.

Proprietățile oxidante ale acidului azotic sunt determinate de instabilitatea moleculelor sale și de prezența azotului în acestea în cea mai mare stare de oxidare, corespunzătoare unei valențe pozitive de 5. Efectuând oxidarea, acidul azotic este redus succesiv în următorii compuși:

HNO 3 →NO 2 →HNO 2 →NO→N 2 O→N 2 →NH 3

Gradul de reducere a acidului azotic depinde atât de concentrația sa, cât și de activitatea % a agentului reducător. Cu cât acidul este mai diluat, cu atât este mai redus. Acidul azotic concentrat este întotdeauna redus la NO 2 . Acidul azotic diluat este de obicei redus la NO sau, sub acțiunea unor metale mai active, precum Fe, Zn, Mg, la N2O. Dacă acidul este foarte diluat, principalul produs de reducere este NH3, care formează sarea de amoniu NH cu exces de acid 4 NO 3 .

Pentru ilustrare, prezentăm diagrame ale mai multor reacții de oxidare folosind acid azotic;

1)Pb + HNO 3 → Pb (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2)Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

diluat,

3) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + N2O + H2O

diluat,

4)Zn + HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

foarte diluat

Trebuie remarcat faptul că De regulă, nu este eliberat atunci când acidul azotic diluat acționează asupra metalelor.

Când metaloizii sunt oxidați, acidul azotic este de obicei redus la NO. De exemplu:

S + 2HNO3 = H2S04 +2NO

Diagramele de mai sus ilustrează cele mai tipice cazuri de acțiune oxidativă a acidului azotic. În general

Trebuie remarcat faptul că toate reacțiile de oxidare care implică acidul azotic sunt foarte complexe din cauza formării simultane a diferiților produși de reducere și încă nu pot fi considerate complet clarificate.

Un amestec format din 1 volum de azot și 3 volume de acid clorhidric se numește aqua regia. Aqua regia dizolvă unele metale care sunt insolubile în acid azotic, inclusiv „regele metalelor” -. Acțiunea sa se explică prin faptul că acidul azotic oxidează acidul clorhidric, eliberând clor liber și formând clorură de nitrozil NOCl:

HNO3 + 3HCI = CI2 + 2H20 + NOCl

Clorura de nitrozil este un intermediar de reacție și se descompune în oxid nitric și:

2NOCl = 2NO + Cl 2

Substanța eliberată se combină cu metale, formând metale; prin urmare, atunci când metalele sunt dizolvate în acva regia, se obțin săruri de acid clorhidric, nu de acid azotic:

Au + 3HCl+ HNO3 = AuCl3 +NO + 2H2O

Acidul azotic acționează asupra multor substanțe organice în așa fel încât unul sau mai mulți atomi de hidrogen din molecula unui compus organic sunt înlocuiți cu grupări nitro - NO 2. Acest proces, numit nitrare, joacă un rol extrem de important în chimia organică.

Când anhidrida fosforică acționează asupra acidului azotic, acesta din urmă elimină elementele de apă din acidul azotic și, ca urmare, se formează anhidrida azotică și acidul metafosforic.

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

Acidul azotic este cel mai important compus de azot datorită varietății de utilizări pe care le găsește în economia națională.

Acidul azotic este utilizat în cantități mari în producția de îngrășăminte cu azot și coloranți organici. Este folosit ca agent oxidant în multe procese chimice, este folosit la producerea acidului sulfuric prin metoda azotoasă, este utilizat pentru dizolvarea metalelor, pentru producerea de nitrați, este folosit pentru fabricarea lacuri de celuloză, film și în o serie de alte industrii chimice. Acidul azotic este folosit și pentru producerea de pulbere fără fum și explozivi, care sunt necesari pentru apărarea țării și sunt utilizate pe scară largă în minerit și diverse lucrări de terasamente (construcții de canale, baraje etc.).

Acidul azotic și proprietățile sale.

Acidul azotic pur HNO 3 este un lichid incolor. În aer, „fumă”, ca acidul clorhidric concentrat, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu umiditatea din aer.

Acidul azotic nu este puternic. Deja sub influența luminii se descompune treptat:

4HN03 = 4N02 + 02 + 2H20.

Cu cât temperatura este mai mare și cu cât acidul este mai concentrat, cu atât se produce descompunerea mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi: în soluții diluate se dezintegrează complet în ioni H+ și N0_.

Acidul azotic este unul dintre cei mai energici agenți oxidanți. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Astfel, sulful, când este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic.

Acidul azotic acţionează asupra aproape tuturor metalelor (vezi secţiunea 11.3.2), transformându-le în nitraţi, iar unele metale în oxizi.

HNO 3 concentrat pasivează unele metale.

Starea de oxidare a azotului din acidul azotic este +5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:

4 +3 +2 +1 0 -3

N0 2 N 2 0 3 NO N 2 O N 2 NH 4 N0 3

Care dintre aceste substanțe se formează, adică cât de adânc este redus acidul azotic într-un caz dat, depinde de natura agentului reducător și de condițiile de reacție, în primul rând de concentrația acidului. Cu cât este mai mare concentrația de HNO3, cu atât este mai puțin profund redusă. Când reacţionează cu acidul concentrat, NO2 este cel mai adesea eliberat. Când acidul azotic diluat reacționează cu metale slab active, de exemplu, cuprul, se eliberează NO. În cazul metalelor mai active - fier, zinc - se formează N2O. Acidul azotic foarte diluat reacționează cu metalele active - zinc, magneziu, aluminiu - pentru a forma ion de amoniu, care dă nitrat de amoniu împreună cu acidul. De obicei, se formează mai multe produse simultan.

Cu + HNO3(conc.) - Cu(N03)2 + N02 + H20;

Cu + HNO3 (diluat) -^ Cu(N03)2 + N0 + H20;

Mg + HN03 (diluat) -> Mg(N03)2 + N20 + n20;

Zn + HN03 (foarte diluat) - Zn(N03)2 + NH4N03 + H20.

Când acidul azotic acționează asupra metalelor, hidrogenul, de regulă, nu este eliberat.

Când nemetalele sunt oxidate, acidul azotic concentrat, ca în cazul metalelor, este redus la NO 2, de exemplu

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6N02 + 2H20.

ZR + 5HN0 3 + 2N 2 0 = ZN 3 RO 4 + 5N0

Diagramele prezentate ilustrează cele mai tipice cazuri de interacțiune a acidului azotic cu metale și nemetale. În general, reacțiile redox care implică HNO3 sunt complexe.

Un amestec format din 1 volum de acid azotic și 3-4 volume de acid clorhidric concentrat se numește acva regia. Aqua regia dizolvă unele metale care nu reacționează cu acidul azotic, inclusiv „regele metalelor” - aurul. Acțiunea sa se explică prin faptul că acidul azotic oxidează acidul clorhidric cu eliberarea de clor liber și formarea de cloroxid de azot (1P) sau clorură de nitrozil, N0C1:

HN03 + ZNS1 = C12 + 2H20 + N0C1.

Clorura de nitrozil este un produs intermediar al reacției și se descompune:

2N0C1 = 2N0 + C1 2.

Clorul în momentul eliberării este format din atomi, ceea ce determină capacitatea mare de oxidare a acva regiei. Reacțiile de oxidare ale aurului și platinei se desfășoară în principal conform următoarelor ecuații:

Au + HNO3 + ZNS1 = AuCI3 + NO + 2H20;

3Pt + 4HN03 + 12HC1 = 3PtCl4 + 4N0 + 8H20.

Acidul azotic acționează asupra multor substanțe organice în așa fel încât unul sau mai mulți atomi de hidrogen din molecula unui compus organic sunt înlocuiți cu grupări nitro - NO 2. Acest proces se numește nitrare și are o mare importanță în chimia organică.

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați. Toate se dizolvă bine în apă, iar când sunt încălzite, se descompun, eliberând oxigen. În acest caz, nitrații celor mai active metale se transformă în nitriți:

2KN0 3 = 2KN0 2 +O 2

Producția industrială de acid azotic. Metodele industriale moderne de producere a acidului azotic se bazează pe oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic. La descrierea proprietăților amoniacului, s-a indicat că acesta arde în oxigen, iar produșii de reacție sunt apă și azot liber. Dar în prezența catalizatorilor, oxidarea amoniacului cu oxigen poate avea loc diferit. Dacă un amestec de amoniac și aer este trecut peste catalizator, atunci la 750 °C și o anumită compoziție a amestecului are loc conversia aproape completă a NH3 în N0:

4NH3 (r) + 5O2 (g) = 4NO (r) + 6H20 (g), AN = -907 kJ.

NO2 rezultat se transformă ușor în NO2, care, cu apă în prezența oxigenului atmosferic, produce acid azotic.

Aliajele pe bază de platină sunt folosite ca catalizatori pentru oxidarea amoniacului.

Acidul azotic obținut prin oxidarea amoniacului are o concentrație care nu depășește 60%. Dacă este necesar, este concentrat.

Industria produce acid azotic diluat cu concentrații de 55, 47 și 45%, iar acid azotic concentrat - 98 și 97%. Acidul concentrat este transportat în rezervoare de aluminiu, acidul diluat este transportat în rezervoare din oțel rezistent la acizi.

Biletul 5

2. Rolul fierului în procesele vitale ale organismului.

Fier în corp. Fierul este prezent în corpurile tuturor animalelor și în plante (în medie aproximativ 0,02%); este necesar în principal pentru metabolismul oxigenului și procesele oxidative. Există organisme (așa-numitele concentratoare) capabile să-l acumuleze în cantități mari (de exemplu, bacterii de fier - până la 17-20% din fier). Aproape tot fierul din animale și plante este legat de proteine. Deficitul de fier provoacă întârzierea creșterii și cloroza la plante asociată cu formarea redusă de clorofile. Excesul de fier are, de asemenea, un efect dăunător asupra dezvoltării plantelor, provocând, de exemplu, sterilitatea florilor de orez și cloroza. În solurile alcaline se formează compuși de fier care sunt inaccesibili pentru absorbția de către rădăcinile plantelor, iar plantele nu îl primesc în cantități suficiente; în solurile acide, fierul se transformă în compuși solubili în cantități excesive. Când există o deficiență sau un exces de compuși asimilabili de fier în sol, bolile plantelor pot fi observate pe suprafețe mari.

Fierul intră în organismul animalelor și al oamenilor cu alimente (cele mai bogate surse din el sunt ficatul, carnea, ouăle, leguminoasele, pâinea, cerealele, spanacul și sfecla). În mod normal, o persoană primește 60-110 mg de Fier în dieta sa, ceea ce depășește semnificativ necesarul zilnic. Absorbția fierului primit din alimente are loc în partea superioară a intestinului subțire, de unde intră în sânge sub formă legată de proteine ​​și este transportat împreună cu sângele în diferite organe și țesuturi, unde este depus sub formă de fier. complex proteic - feritina. Principalul depozit de fier din organism este ficatul și splina. Datorită feritinei, are loc sinteza tuturor compușilor care conțin fier ai corpului: hemoglobina pigmentului respirator este sintetizată în măduva osoasă, mioglobina este sintetizată în mușchi, citocromi și alte enzime care conțin fier sunt sintetizate în diferite țesuturi. Fierul este eliberat din organism în principal prin peretele intestinului gros (la om, aproximativ 6-10 mg pe zi) și nu într-o mare măsură rinichi.

: monohidrat (HNO3·H2O) şi trihidrat (HNO3·3H2O).

Proprietăți fizice și fizico-chimice

Diagrama de fază a unei soluții apoase de acid azotic.

Azotul din acidul azotic este tetravalent, starea de oxidare +5. Acidul azotic este un lichid incolor care emană fum în aer, punct de topire -41,59 °C, punct de fierbere +82,6 °C cu descompunere parțială. Solubilitatea acidului azotic în apă nu este limitată. Soluțiile apoase de HNO 3 cu o fracție de masă de 0,95-0,98 sunt numite „acid azotic fumant”, cu o fracție de masă de 0,6-0,7 - acid azotic concentrat. Formează un amestec azeotrop cu apa (fracție de masă 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C)

Când este cristalizat din soluții apoase, acidul azotic formează hidrați cristalini:

• monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl = -37,62 °C
• trihidrat HNO33H2O, T pl = -18,47 °C

Acidul azotic solid formează două modificări cristaline:

• monoclinic, grup spațial P 2 1/a, A= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, p = 90°, Z = 16;

Monohidratul formează cristale ale sistemului ortorombic, grup spațial P na2, A= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;

Densitatea soluțiilor apoase de acid azotic în funcție de concentrația acestuia este descrisă de ecuație

unde d este densitatea în g/cm³, c este fracția de masă a acidului. Această formulă descrie prost comportamentul densității la concentrații mai mari de 97%.

Proprietăți chimice

HNO 3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină:

Când este încălzit, acidul azotic se descompune conform aceleiași reacții. Acidul azotic poate fi distilat (fără descompunere) numai sub presiune redusă (punctul de fierbere indicat la presiunea atmosferică se află prin extrapolare).

c) înlocuiește acizii slabi din sărurile lor:

Când fierbe sau este expus la lumină, acidul azotic se descompune parțial:

Acidul azotic la orice concentrație prezintă proprietățile unui acid oxidant, azotul fiind redus la o stare de oxidare de la +4 la -3. Adâncimea reducerii depinde în primul rând de natura agentului reducător și de concentrația acidului azotic. Ca acid oxidant, HNO3 interacționează:

Nitrați

Acidul azotic este un acid puternic. Sărurile sale - nitrații - se obțin prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor sau carbonaților. Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Ionii de nitrat nu se hidrolizează în apă.

Sărurile acidului azotic se descompun ireversibil atunci când sunt încălzite, iar compoziția produșilor de descompunere este determinată de cation:

a) nitrații metalelor situate în seria de tensiuni din stânga magneziului:

b) nitrați ai metalelor situate în domeniul de tensiune între magneziu și cupru:

c) nitrați ai metalelor situate în seria de tensiuni din dreapta:

Nitrații din soluții apoase nu prezintă practic proprietăți de oxidare, dar la temperaturi ridicate în stare solidă sunt agenți oxidanți puternici, de exemplu, la topirea solidelor:

Informații istorice

Metoda de obținere a acidului azotic diluat prin distilarea uscată a salitrului cu alaun și sulfat de cupru a fost aparent descrisă pentru prima dată în tratatele lui Jabir (Geber în traduceri latinizate) în secolul al VIII-lea. Această metodă, cu diverse modificări, dintre care cea mai semnificativă a fost înlocuirea sulfatului de cupru cu sulfat de fier, a fost folosită în alchimia europeană și arabă până în secolul al XVII-lea.

În secolul al XVII-lea, Glauber a propus o metodă de producere a acizilor volatili prin reacția sărurilor acestora cu acid sulfuric concentrat, inclusiv acidul azotic din azotat de potasiu, ceea ce a făcut posibilă introducerea acidului azotic concentrat în practica chimică și studierea proprietăților acestuia. Metodă

Unul dintre cele mai importante produse folosite de oameni este acidul nitrat. Formula substanței este HNO 3 și are, de asemenea, diverse caracteristici fizice și chimice care o deosebesc de alți acizi anorganici. În articolul nostru, vom studia proprietățile acidului azotic, ne vom familiariza cu metodele de preparare a acestuia și vom lua în considerare, de asemenea, domeniul de aplicare al substanței în diverse industrii, medicină și agricultură.

Caracteristicile proprietăților fizice

Acidul azotic obținut în laborator, a cărui formulă structurală este dată mai jos, este un lichid incolor, cu miros neplăcut, mai greu decât apa. Se evaporă rapid și are un punct de fierbere scăzut de +83 °C. Compusul este ușor de amestecat cu apă în orice proporție, formând soluții de concentrații diferite. Mai mult, acidul nitrat poate absorbi umezeala din aer, adică este o substanță higroscopică. Formula structurală a acidului azotic este ambiguă și poate avea două forme.

Acidul nitrat nu există sub formă moleculară. În soluții apoase de diferite concentrații, substanța are forma următoarelor particule: H 3 O + - ioni de hidroniu și anioni ai reziduului acid - NO 3 -.

Interacțiunea acido-bazică

Acidul azotic, care este unul dintre cei mai puternici acizi, suferă reacții de substituție, schimb și neutralizare. Astfel, compusul participă la procesele metabolice cu oxizi bazici, ducând la producerea de sare și apă. Reacția de neutralizare este proprietatea chimică de bază a tuturor acizilor. Produsele interacțiunii bazelor și acizilor vor fi întotdeauna sărurile și apa corespunzătoare:

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

Video pe tema

Reacții cu metalele

Într-o moleculă de acid azotic, a cărei formulă este HNO 3, azotul prezintă cea mai mare stare de oxidare, egală cu +5, astfel încât substanța are proprietăți oxidante pronunțate. Ca acid puternic, este capabil să reacționeze cu metalele din seria de activitate a metalelor până la hidrogen. Cu toate acestea, spre deosebire de alți acizi, poate reacționa și cu elemente metalice pasive, de exemplu, cuprul sau argintul. Reactivii și produsele interacțiunii sunt determinați atât de concentrația acidului în sine, cât și de activitatea metalului.

Acid azotic diluat și proprietățile acestuia

Dacă fracția de masă a HNO3 este 0,4-0,6, atunci compusul prezintă toate proprietățile unui acid puternic. De exemplu, se disociază în cationi de hidrogen și anioni ai reziduului acid. Indicatorii într-un mediu acid, cum ar fi turnesolul violet, își schimbă culoarea în roșu în prezența excesului de ioni H +. Cea mai importantă caracteristică a reacțiilor acidului nitrat cu metalele este incapacitatea de a elibera hidrogen, care este oxidat în apă. În schimb, se formează diverși compuși - oxizi de azot. De exemplu, în procesul de interacțiune a argintului cu molecule de acid azotic, a căror formulă este HNO3, monoxid de azot, apă și o sare - nitrat de argint - sunt descoperite. Gradul de oxidare a azotului în anionul complex scade pe măsură ce se adaugă trei electroni.

Acidul nitrat reacționează cu elementele metalice active, cum ar fi magneziu, zinc, calciu, formând oxid nitric, a cărui valență este cea mai mică, este egală cu 1. Se formează și sare și apă:

4Mg + 10HNO3 = NH4NO3 + 4Mg(NO3)2 + 3H2O

Dacă acidul azotic, a cărui formulă chimică este HNO 3, este foarte diluat, în acest caz, produsele interacțiunii sale cu metalele active vor fi diferite. Acesta poate fi amoniac, azot liber sau oxid nitric (I). Totul depinde de factori externi, care includ gradul de măcinare a metalului și temperatura amestecului de reacție. De exemplu, ecuația pentru interacțiunea sa cu zincul va fi următoarea:

Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Acidul concentrat HNO 3 (96-98%) în reacțiile cu metalele este redus la dioxid de azot, iar acest lucru nu depinde de obicei de poziția metalului din seria N. Beketov. Acest lucru se întâmplă în majoritatea cazurilor, de exemplu, atunci când interacționați cu argintul.

Să ne amintim de excepția de la regulă: acidul azotic concentrat în condiții normale nu reacționează cu fierul, aluminiul și cromul, ci le pasivează. Aceasta înseamnă că pe suprafața metalelor se formează o peliculă protectoare de oxid, prevenind contactul suplimentar cu moleculele de acid. Un amestec de substanță cu acid clor concentrat într-un raport de 3:1 se numește acva regia. Are capacitatea de a dizolva aurul.

Cum reacţionează acidul nitrat cu nemetale

Proprietățile oxidante puternice ale substanței duc la faptul că în reacțiile sale cu elementele nemetalice, acestea din urmă se transformă în forma acizilor corespunzători. De exemplu, sulful este oxidat în acid sulfat, bor în acid boric și fosfor în acid fosfat. Ecuațiile de reacție de mai jos confirmă acest lucru:

S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O

Prepararea acidului azotic

Cea mai convenabilă metodă de laborator pentru obținerea substanței este interacțiunea nitraților cu acidul sulfat concentrat. Se efectuează cu încălzire scăzută, evitând creșterea temperaturii, deoarece în acest caz produsul rezultat se descompune.

În industrie, acidul azotic poate fi produs în mai multe moduri. De exemplu, prin oxidarea amoniacului obținut din azotul și hidrogenul aerului. Producția de acid are loc în mai multe etape. Produșii intermediari vor fi oxizii de azot. În primul rând, se formează monoxid de azot NO, apoi este oxidat de oxigenul atmosferic în dioxid de azot. În cele din urmă, într-o reacție cu apă și exces de oxigen, din NO 2 se produce acid azotat diluat (40-60%). Dacă este distilat cu acid sulfat concentrat, fracția de masă a HNO3 din soluție poate fi crescută la 98.

Metoda descrisă mai sus pentru producerea acidului azotat a fost propusă pentru prima dată de fondatorul industriei de azot din Rusia I. Andreev la începutul secolului al XX-lea.

Aplicație

După cum ne amintim, formula chimică a acidului azotic este HNO3. Ce caracteristică a proprietăților chimice determină utilizarea sa dacă acidul azotat este un produs pe scară largă al producției chimice? Aceasta este capacitatea de oxidare ridicată a unei substanțe. Este folosit în industria farmaceutică pentru obținerea de medicamente. Substanța servește ca materie primă pentru sinteza compușilor explozivi, materiale plastice și coloranți. Acidul nitrat este folosit în tehnologia militară ca agent oxidant pentru combustibilul rachetei. Un volum mare din acesta este utilizat în producția celor mai importante tipuri de îngrășăminte cu azot - salpetru. Acestea ajută la creșterea randamentului celor mai importante culturi agricole și la creșterea conținutului de proteine ​​în fructe și în masa verde.

Domenii de aplicare a nitraților

După ce am examinat proprietățile de bază, producția și utilizarea acidului azotic, ne vom concentra asupra utilizării celor mai importanți compuși ai săi - sărurile. Nu sunt doar îngrășăminte minerale, unele dintre ele sunt de mare importanță în industria militară. De exemplu, un amestec format din 75% azotat de potasiu, 15% cărbune fin și 5% sulf se numește pulbere neagră. Ammonalul, un exploziv, se obține din azotat de amoniu, precum și din cărbune și pulbere de aluminiu. O proprietate interesantă a sărurilor acide azotate este capacitatea lor de a se descompune atunci când sunt încălzite.

Mai mult, produșii de reacție vor depinde de ce ion metalic este inclus în sare. Dacă un element metalic este situat în seria de activitate din stânga magneziului, în produse se găsesc nitriți și oxigen liber. Dacă metalul inclus în nitrat este situat de la magneziu la cupru inclusiv, atunci când sarea este încălzită, se formează dioxid de azot, oxigen și oxid al elementului metalic. Sărurile de argint, aur sau platină la temperaturi ridicate formează metal liber, oxigen și dioxid de azot.

În articolul nostru, am aflat care este formula chimică a acidului azotic în chimie și ce caracteristici ale proprietăților sale de oxidare sunt cele mai importante.