Химические реакции металлов с азотной кислотой

Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.

Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.

• В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.
• NH3 + O2 → (кат. Pt) NO + H2O
• KNO3 + H2SO4(конц.) → KHSO4 + HNO3↑

• Кислотные свойства

Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.

1. CaO + HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O
2. HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
3. Na2CO3 + HNO3 → NaNO3 + H2O + CO2↑
• Термическое разложение

При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в темном месте. HNO3 → (hv) NO2 + H2O + O2

• Реакции с неметаллами
• Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная — до NO.
• HNO3(конц.) + C → CO2 + H2O + NO2
• HNO3(конц.) + S → H2SO4 + NO2 + H2O
• HNO3(разб.) + S → H2SO4 + NO + H2O
• HNO3(конц.) + P → H3PO4 + NO2 + H2O
• Реакции с металлами

В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.

1. Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием нитрата и преимущественно NO2.
2. Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
3. С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.
4. Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O
5. В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2, NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3.

Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка с азотной кислотой в различных концентрациях.

Zn + HNO3(70% — конц.) → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O

Zn + HNO3(35% — ср. конц.) → Zn(NO3)2 + NO + H2O

Zn + HNO3(20% — разб.) → Zn(NO3)2 + N2O + H2O

Zn + HNO3(10% — оч. разб.) → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.

Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.

• Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет)
• При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.
• Al + HNO3 → (t) Al(NO3)3 + NO2 + H2O

1. Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.
2. Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + N2O + H2O
3. В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.
4. MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
5. Cr(OH)3 + HNO3 → Cr(NO3)3 + H2O
6. Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная кислота — до +2.

Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + N2O + H2O

Fe + HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + NO + H2O

• Реакции с металлами, основаниями и кислотами

Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

• Hg(NO3)2 + Mg → Mg(NO3)2 + Hg
• Pb(NO3)2 + LiOH → Pb(OH)2 + LiNO3
• AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + NaNO3

• Разложение нитратов

Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.

1. Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2
2. NaNO3 → (t) NaNO2 + O2
3. Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2
4. PtNO3 → (t) Pt + NO2 + O2

Азотная кислота — строение и химические свойства

Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде. ткип. = 83oC.. При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет:

• 4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 .
• Азотная кислота ядовита.

В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с основными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями.

Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует с Au, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. Не разрушает диоксид кремния.

Смесь концентрированных HNO3 и HCl («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO 3 ), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF.

M r = 63, 01;        d = 1, 503 (25) ;        t пл = -41, 6 o C;          t кип +82,6 o C (разл.).

1.  Типичные свойства кислот:

1. 1) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
2. 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
3. 6HNO 3 + Al 2 O 3 = 2Al(NO 3 ) 3 + 3H 2 O
4. 2) С основаниями, амфотерными гидроксидами:
5. HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
6. 2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O
7. 3) Вытесняет слабые кислоты из их солей:
8. 2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2
9. 2HNO 3 + Na 2 SiO 3 = H 2 SiO 3 ↓+ 2NaNO 3

2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя

1) Взаимодействие азотной кислоты с металлами В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода.

Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже.

Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты .

• 4 HN +5 O 3( конц .) + Cu 0 =     Cu +2 (NO 3 ) 2 +    2 N +4 O 2 +   2 H 2 O
• N +5 + 1e → N +4 2 окислитель, пр-с восстановления
• Cu 0 – 2e → Cu +2 1 восстановитель, пр-с окисления
• 8 HN +5 O 3( разб .) +   3 Cu 0 =   3 Cu +2 (NO 3 ) 2 +    2 N +2 O  +  4 H 2 O
• N +5 + 3e → N +2 2 окислитель, пр-с восстановления
• Cu 0 – 2e → Cu +2 3 восстановитель, пр-с окисления
• 2) Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с неметаллами:
• S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O;
• B + 3HNO 3 = H 3 BO 3 + 3NO 2 ;
• 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 5NO + 3H 3 PO 4 .
• 3) Азотная кислота окисляет сложные вещества:
• 6HI + 2HNO 3 = 3I 2 + 2NO + 4H 2 O;
• FeS + 12HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + H 2 SO 4 + 9NO 2 + 5H 2 O.
• 4) Ксантопротеиновая реакция: Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – «ксантопротеиновая реакция»).

Реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка  прибавляют концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака (в щелочной среде) окраска переходит в оранжевую.

Появление окрашивания свидетельствует о наличии ароматических аминокислот в составе белка.

1. 5) Окислительные свойства «царской водки»:
2. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:
3. HNO 3 + 4HCl + Au = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O;
4. 4HNO 3 + 18HCl + Pt = 3H 2 [PtCl 6 ] + 4NO + 8H 2 O

4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 (комн., на свету).

HNO 3 + H 2 O = NO 3 – + H 3 O + .

HNO 3 (разб.) +  NaOH = NaNO 3 + H 2 O ,

HNO 3 (разб.) + NH 3 · H 2 O = NH 4 NO 3 + H 2 O.

• 2HNO 3 (2-3%-я) + 8H 0 (Zn, разб. H 2 SO 4 ) = NH 4 NO 3 + 3H 2 O,
• 2HNO 3 (5%-я) + 8H 0 (Mg, разб. H 2 SO 4 ) = N 2 O ↑ + 5H 2 O,
• HNO 3 (30%-я) + 3H 0 (Zn, разб. H 2 SO 4 ) = NO 2 ↑  H 2 O,

HNO 3 (60%-я) + 2H 0 (Zn, разб. H 2 SO 4 ) = HNO 2 + H 2 O.                  (кат Pd)

2HNO 3 (конц.) +Ag = AgNO 3 + NO 2 ↑ + H 2 O.

1. 8HNO 3 (разб.) + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO↑  + 4H 2 O
2. 10HNO 3 (разб.) + 4Mg = 4Mg(NO 3 ) 2 +N 2 O↑  + 5H 2 O      (примесь H 2 )
3. 12HNO 3 (разб.) + 5Sn — t —5Sn(NO 3 ) 2 + N 2 ↑ + 6H 2 O    (примесь NO)

30HNO 3 (оч. разб.) + 8Al = 8Al(NO 3 ) 3 + 3 NH 4 NO 3 + 9H 2 O     (примесь H 2 )

12HNO 3 (оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NO 3 ) 2 + N 2 ↑ + 6H 2 O        (0-10 o C),

4HNO 3 (разб.) + Fe = Fe(NO 3 ) 3 + NO↑  + 2H 2 O.

4HNO 3 (конц., гор.) + Hg = Hg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O,

8HNO 3 (разб., хол) + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NO ↑  + 4H 2 O.

6HNO 3 (конц.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 ↑   + 2H 2 O            (кип.),

2HNO 3 (конц.) + 6HCl(конц.) = 2NO↑ + 3Cl 2 ↑ + 4H 2 O          (100-150 o C).

HNO 3 (конц.) + 4HCl(конц.) + Au = H[AuCl 4 ] + NO↑ + 2H 2 O.

4HNO 3 (конц.) + 18HCl(конц.) + 3Pt = 3H 2 [PtCl 6 ] + 4NO↑ + 8H 2 O

4HNO 3 (конц.) + 18HF(конц.) + 3Si = 3H 2 [SiF 6 ] + 4NO↑ + 8H 2 O.

4HNO 3 (дымящ.) + P 4 O 10 = 2N 2 O 5 + 4HPO 3 (в атмосфере O 2 +O 3 )

Азотная кислота химические свойства | Дистанционные уроки

 — сильный окислитель.

Это сильная кислота. Бесцветная, концентрированная азотная кислота на воздухе дымит. Очень быстро становится коричневого (бурого) цвета из-за реакции разложения:

• 4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
• Очень рекомендую почитать лекцию ПОДГРУППА АЗОТА — тогда многие химические свойства азотной кислоты будут более понятны.

Почему? Да потому что азот N проявляет в этом соединении степень окисления +5, что соответствует номеру его группы. Т.е. сам азот N может только понизит свою степень окисления — восстановиться. Значит, по химическим свойствам азотная кислота —  сильный окислитель.

1. S + HNO3 = NO2 + SO2 + H2O
2. окислитель  N(+5) +1e(-)  = N(+4)   — восстановление
3. восстановитель  S(0) -4e(-) =S(+4) — окисление
4. S +4 HNO3 = 4NO2 + SO2 + 2H2O

Это просто один из примеров таких реакций. Продукт реакции — оксид азота (IV) — NO2, не единственно возможный, есть еще варианты, и их образование подчиняется определенным правилам.

• Химические свойства азотной кислоты
• Правила взаимодействия азотной кислоты и металлов
• 1 правило — правило концентрации
• Концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) — NO2
• Zn + 4HNO3 (конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
• Разбавленная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (II) — NO
• 3Zn + 8HNO3 (разб) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
• 2 правило — правило металла
• Смотрим ряд активности металлов!

• С золотом (Au) и платиной (Pt)азотная кислота не реагирует ни при каких условиях.
• Азотная кислота и  металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода — применимо правило 1 — правило концентрации:
   
  Сu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
   
  3Cu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
• Азотная кислота и  металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода: вариантов продуктов немало, есть закономерность:

1. 
    
2. Все реакции азотной кислоты — окислителя ( с металлами и неметаллами) изучаем ЗДЕСЬ!
3. Соли азотной кислоты
4. (нитраты)
5. Здесь мы рассмотрим вопрос реакций разложения нитратов

• • Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду напряжений  ДО МАГНИЯ — до нитритов:
     
    2KNO3 = 2KNO2 + O2

• • Разложение нитратов металлов правее магния ( и после водорода) и до меди (Сu) —   на соответствующий оксид металла и оксид азота (IV) NO2:
    2Сu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

• • Разложение нитратов металлов правее ртути — до металла:
    2AgNO3 =2 Ag + 2NO2 + O2

• Нитрат аммония разлагается до образования оксида азота(I) — N2O:
   
  NH4NO3 = N2O + 2H2O

На нитрат-ионы  NO3(-)  нет качественных реакций — все соли азотной кислоты очень хорошо растворимы в воде.

Обсуждение: «Азотная кислота химические свойства»

(Правила комментирования)

Азотная кислота (HNO3)

Строение молекулы азотной кислоты:

Связь N+-O- образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, играя роль донора и приобретая положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон, выступая в роли акцептора и приобретая отрицательный заряд. Атомы азота проявляют степень окисления +5 (валентность 4).

Физические свойства азотной кислоты:

• бесцветная маслянистая жидкость с резким запахом;
• температура кипения 83°C
• плотность 1,4 г/см3 (63% HNO3);
• с водой смешивается в любых пропорциях, проявляя в водных растворах свойства сильной кислоты;
• легко разлагается на свету при длительном хранении, приобретая при этом желтый оттенок, в который ее окрашивает газ NO2, выделяющийся при разложении:4HNO3 ↔ 2H2O+4NO2↑+O2↑

Химические свойства азотной кислоты

HNO3 является одной из самых сильных кислот — в водных растворах полностью диссоциирует на катионы водорода и нитрат-ионы:HNO3 ↔ H++NO3-

Азотная кислота вступает в реакции:

• с оксидами металлов: MgO+2H+NO3 = Mg2+(NO3)2+H2O
• с основаниями: Mg(OH)2+2H+NO3 = Mg2+(NO3)2+2H2O
• с солями более слабых кислот: Na2CO32-+2H+NO3 = 2NaNO3+CO2↑+H2O

Следует обратить внимание, что азотная кислота в обменных реакциях может взаимодействовать далеко не со всеми солями, а лишь только с теми, при реагировании с которыми образуются нерастворимые, слабодиссоциирующие и газообразные вещества, которые, по мере их образования, более не участвуют в реакции обмена. В обменных реакциях солями, при взаимодействии с которыми образуются растворимые в воде соли азотной кислоты, азотная кислота не участвует.

В окислительно-восстановительных реакциях азотная кислота выступает в роли сильного окислителя.

Высокие окислительные свойства HNO3 объясняются тем, что в молекуле азотной кислоты атом азота в составе кислотного остатка NO3- имеет максимально возможную степень окисления +5.

По этой причине окислительные свойства NO3- значительно превосходят «возможности» катионов водорода H+, из-за чего азотная кислота реагирует практически со всеми металлами за исключением золота,платины, родия, рутения, иридия и тантала, стоящими в конце ряда напряжений.

• Характерной особенностью взаимодействия азотной кислоты с металлами является отсутствие выделения водорода, поскольку окислителями являются не катионы водорода, а нитрат-ионы NO3-, которые, при взаимодействии азотной кислоты с металлами восстанавливается тем полнее, чем более активным является металл и чем более разбавленной является HNO3.
• По этой причине образование тех или иных продуктов реакции азотной кислоты и металла зависит от концентрации кислоты и активности металла.
• Атом азота в молекуле азотной кислоты имеет степень окисления +5, и может принимать 1, 2, 3, 4, 5 или 8 электронов:

HN+5O3+1e- → N+4O2 HN+5O3+2e- → HN+3O2 HN+5O3+3e- → N+2O HN+5O3+4e- → N2+1O HN+5O3+5e- → N20 HN+5O3+8e- → N-3H3 HN+5O3+8e- → N-3H4NO3

1. Чем более концентрированной является азотная кислота, тем меньшей окислительной способностью по отношению к металлам она обладает.
2. С другой стороны, чем более активным является металл, тем в большей степени он восстанавливает азотную кислоту.
3. Примеры реакций азотной кислоты:

• концентрированная HN+5O3 с активными металлами (до алюминия в ряду напряжений) восстанавливается до N2O 10HN+5O3+4Ca0 = 4Ca+2(NO3)2+N2+1O↑+5H2O
• концентрированная HN+5O3 с неактивными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2 4HN+5O3+Ni0 = Ni+2(NO3)2+2N+4O2↑+2H2O
• концентрированная HN+5O3 с неметаллами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2 4HN+5O3+P0 = HP+5O3+5N+4O2↑+2H2O
• разбавленная HN+5O3 с активными металлами (до алюминия в ряду напряжений) образует аммиак или нитрат аммония 10HN+5O3+4Mg0 = 4Mg+2(NO3)2+N-3H4N+5O3+3H2O
• разбавленная HN+5O3 с неактивными металлами образует оксид азота (II) 8HN+5O3+3Cu0 = 3Cu+2(NO3)2+2N+2O↑+4H2O
• разбавленная HN+5O3 с неметаллами образует оксид азота (II) 2HN+5O3+S0 = H2S+6O4+2N+2O↑

Уравнения окислительно-восстановительных реакций азотной кислоты…

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, железо и хром, образуя на их поверхности очень прочную нерастворимую оксидную пленку: 2Al+6HNO3 = Al2O3+6NO2+3H2O

«Царская водка» (смесь концентрированной азотной кислоты с соляной в соотношении 1:3) окисляет золото и платину: Au+3HNO3+3HCl = AuCl3+3NO2+3H2O

Получение и применение азотной кислоты

Промышленный способ получения азотной кислоты:

• окислением аммиака на платиновом катализаторе до оксида азота (II): 4N-3H3+5O20 = 4N+2O-2+6H2O
• окислением оксида азота (II) до оксида азота (IV): 2N+2O-2+O20 = 2N+4O2-2
• растворением оксида азота (IV) в воде в присутствии кислорода (автор способа И.И.Андреев, 1916 г.): 4N+4O2+2H2O+O20 = 4HN+5O3-2

Лабораторный способ получения азотной кислоты:

• взаимодействием безводных нитратов с концентрированной серной кислотой: NaNO3+H2SO4 = NaHSO4+HNO3

Применение азотной кислоты:

• производство азотных удобрений;
• в фармакологии для производства лекарственных препаратов;
• в производстве взрывчатых веществ.

Соли азотной кислоты

О солях азотной кислоты, наверняка, слышали многие, ведь в последнее время так много говорят о вреде нитратов в овощах и фруктах.

Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами (калийная селитра, натриевая селитра, аммонийная селитра, известковая селитра). Селитры нашли широкое применение в сельском хозяйстве в качестве минеральных азотных удобрений, что вполне логично, ибо азот является одним из основных элементов растений.

• Нитраты хорошо растворяются в воде, при этом такие растворы не обладают окислительными свойствами, а вот расплавы нитратов являются хорошими окислителями.
• Те нитраты, которые были образованы слабыми основаниями, гидролизуются, их водные растворы являются кислыми: Cu2+(NO3)2+H2O ↔ CuOH+NO3+H+NO3
• Соли азотной кислоты являются сильными окислителями.
• Все нитраты, за исключением нитрата аммония разлагаются с выделением кислорода, при этом образующиеся продукты разложения зависят от электроотрицательности металла (см. таблицу выше):

• соли металлов, расположенных в ряду напряжений левее магния, при разложении образуют кроме кислорода еще и нитриты: MeN+5O3 → MeN+3O2+O20↑ 2KNO3 = 2KNO2+O2
• соли металлов, расположенных от магния до меди — образуют оксиды металла и азота (IV): MeN+5O3 → MeO+N+4O2↑+O20↑ 2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2+O2
• соли металлов, расположенных правее меди — образуют свободный металл и оксид азота (IV): MeN+5O3 → Me+N+4O2↑+O20↑ 2AgNO3 = 2Ag+2NO2+O2
• нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота (I) и воды: NH4NO3 = N2O+2H2O

Нитраты вступают в реакции, типичные для всех солей:

• с металлами:Hg(NO3)2+Zn = Zn(NO3)2+Hg
• с щелочами:Pb(NO3)2+2NaOH = Pb(OH)2↓+2NaNO3
• с кислотами:Ba(NO3)2+H2SO4 = BaSO4↓+2HNO3
• с другими солями:AgNO3+NaCl = AgCl↓+NaNO3

Получение и применение нитратов

Нитраты получают реакцией азотной кислоты:

• на металлы: 10HNO3(разб)+4Zn = 4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O
• на оксиды металлов: 2HNO3+CuO = Cu(NO3)2+H2O
• на основания: 3HNO3+Al(OH)3 = Al(NO3)3+3H2O

Применение нитратов:

• Селитры используются в качестве минеральных удобрений:
  • KNO3 — калийная или индийская селитра;
  • NaNO3 — натриевая или чилийская селитра;
  • NH4NO3 — аммонийная селитра;
  • Ca(NO3)2 — известковая или норвежская селитра.
• Калийная селитра используется для изготовления «черного пороха».
• Аммонийная селитра используют для изготовления взрывчатого вещества — аммонала.

Другие соединения азота:

Азотная кислота: свойства и реакции, лежащие в основе производства

Приходя на урок химии, ребята хотят узнать новое и применить свои знания, особенно им нравится самостоятельно добывать информацию и экспериментировать.

Данный урок построен так, чтобы, изучая новый материал, учащиеся могли привлечь ранее приобретенные знания: строение атома азота, типы химической связи, электролитическая диссоциация, окислительно-восстановительные реакции, техника безопасности при проведении эксперимента.

Цели. Повторить классификацию и свойства оксидов азота, а также общие свойства азотной кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД). Познакомить учащихся с окислительными свойствами азотной кислоты на примере взаимодействия разбавленной и концентрированной кислоты с металлами. Дать понятие о способах получения азотной кислоты и областях ее применения.

Оборудование. На каждом столе перед учащимися план урока, схема взаимодействия азотной кислоты с металлами, набор реактивов, тесты для закрепления изученного материала.

П л а н  у р о к а

• • Оксиды азота.
• • Состав и строение молекулы азотной кислоты.
• • Физические свойства азотной кислоты.
• • Химические свойства азотной кислоты.
• • Получение азотной кислоты.
• • Применение азотной кислоты.
• • Закрепление материала (тест по вариантам).

ХОД УРОКА

Оксиды азота

Учитель. Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?

Ученики самостоятельно записывают формулы пяти оксидов азота, называют их, вспоминают азотсодержащие кислородные кислоты и устанавливают соответствие между оксидами и кислотами. Один из учеников записывает на доске (таблица).

Таблица

Сопоставление оксидов азота, кислот и солей

Демонстрационный опыт: взаимодействие оксида азота(IV) с водой

Учитель. В сосуд с NO2 приливаем немного воды и взбалтываем содержимое, затем испытываем полученный раствор лакмусом.

Что наблюдаем? Раствор краснеет из-за образовавшихся двух кислот.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.

Степень окисления азота в NO2 равна +4, т.е. она является промежуточной между +3 и +5, которые в растворе более устойчивы, поэтому оксиду азота(IV) соответствуют сразу две кислоты – азотистая и азотная.

Состав и строение молекулы

Учитель. На доске запишите молекулярную формулу азотной кислоты, вычислите ее молекулярную массу и отметьте степени окисления элементов. Составьте структурную и электронную формулы.

Ученики составляют следующие формулы (рис. 1).

Рис. 1. Неверные структурная и электронная формулы азотной кислоты

Учитель. Согласно этим формулам вокруг азота вращается десять электронов, но этого не может быть, т.к.

Это противоречие устраняется, если предположить, что между атомом азота и одним из атомов кислорода образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму (рис. 2).

Рис. 2. Электронная формула азотной кислоты. Электроны атома азота обозначены черными точками

Тогда структурную формулу азотной кислоты можно было бы изобразить так (рис. 3):

Рис. 3. Структурная формула азотной кислоты (донорно-акцепторная связь показана стрелкой)

Однако опытным путем доказано, что двойная связь равномерно распределена между двумя атомами кислорода. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5, а валентность (обратите внимание) равна четырем, ибо имеются только четыре общие электронные пары.

Физические свойства азотной кислоты

Учитель. Перед вами флаконы с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. Опишите физические свойства, которые вы наблюдаете.

Ученики описывают азотную кислоту как жидкость тяжелее воды, желтоватого цвета, с резким запахом. Раствор азотной кислоты без цвета и без запаха.

Учитель. Я добавлю, что температура кипения азотной кислоты +83 °С, температура замерзания –41 °С, т.е. при обычных условиях это жидкость. Резкий запах и то, что при хранении она желтеет, объясняется тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается.

Химические свойства кислоты

Учитель. Вспомните, с какими веществами взаимодействуют кислоты? (Учащиеся называют.)

1. Перед вами реактивы, проделайте перечисленные реакции* и запишите свои наблюдения (реакции записывать надо в свете ТЭД).
2. А теперь обратимся к специфическим свойствам азотной кислоты.
3. Мы отметили, что кислота при хранении желтеет, теперь докажем это химической реакцией:
4. 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.
5. (Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции.)
6. Выделяющийся «бурый газ» (NO2) окрашивает кислоту.

Особо ведет себя эта кислота по отношению к металлам. Вы знаете, что металлы вытесняют водород из растворов кислот, но при взаимодействии с азотной кислотой этого не происходит.

Посмотрите на схему у вас на парте (рис. 4), где показано, какие газы выделяются при реакции кислоты различной концентрации с металлами. (Работа со схемой.)

Рис. 4. Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами

Демонстрационный опыт: взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью

Очень эффективна демонстрация реакции азотной кислоты (конц.) с порошком меди или мелко нарезанными кусочками медной проволоки:

Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции:

Получение кислоты

Учитель. Урок будет неполным, если мы не рассмотрим вопрос получения азотной кислоты.

Лабораторный способ: действие концентрированной серной кислоты на нитраты (рис. 5).

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

В промышленности кислоту в основном получают аммиачным способом.

Рис. 5. Для получения азотной кислоты в лаборатории до сих пор удобно использовать старинную химическую посуду – реторту

Способ получения кислоты из азота и кислорода при температуре свыше 2000 °С (электродуговой) особого распространения не получил.

В России история получения азотной кислоты связана с именем химика-технолога Ивана Ивановича Андреева (1880–1919).

Он в 1915 г. создал первую установку по производству кислоты из аммиака и реализовал разработанный способ в заводском масштабе в 1917 г. Первый завод был построен в Донецке.

• Этот метод включает несколько этапов.
• 1) Подготовка аммиачно-воздушной смеси.
• 2) Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновой сетке:
• 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
• 3) Дальнейшее окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV):
• 2NO + O2 = 2NO2.
• 4) Растворение оксида азота(IV) в воде и получение кислоты:
• 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
• Если растворение проводить в присутствии кислорода, то весь оксид азота(IV) переходит в азотную кислоту.

5) Заключительный этап получения азотной кислоты – очистка газов, выходящих в атмосферу, от оксидов азота. Состав этих газов: до 98% азота, 2–5% кислорода и 0,02–0,15% оксидов азота.

(Азот изначально был в воздухе, взятом для окисления аммиака.

) Если оксидов азота в этих отходящих газах больше 0,02%, то специально проводят каталитическое восстановление их до азота, потому что даже такие малые количества этих оксидов приводят к большим экологическим проблемам.

После всего сказанного возникает вопрос: а зачем нам нужна кислота?

Применение кислоты

Учитель. Азотную кислоту используют для производства: азотных удобрений, и в первую очередь аммиачной селитры (как ее получают?); взрывчатых веществ (почему?); красителей; нитратов, о которых речь пойдет на следующем уроке.

1. Закрепление материала
2. Фронтальный опрос класса
3. – Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?
4. – С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?

– Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?

Тест

В а р и а н т  1

1. Какой ряд чисел соответствует распределению электронов по энергетическим уровням в атоме азота?

• 1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.
• 2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций:
• 1) HNO3 (разб.) + Cu … ;
• 2) Zn + HNO3 (конц.) … ;
• 3) HNO3 + MgCO3 … ;
• 4) CuO + KNO3 … .

3. Укажите, какое уравнение иллюстрирует одну из стадий процесса промышленного производства азотной кислоты.

1. 1) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O;
2. 2) 5HNO3 + 3P + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;
3. 3) N2 + O2 = 2NO.
4. 4. Отрицательная степень окисления проявляется азотом в соединении:
5. 1) N2O; 2) NO; 3) NO2; 4) Na3N.
6. 5. Взаимодействие медной стружки с концентрированной азотной кислотой приводит к образованию:
7. 1) NO2; 2) NO; 3) N2; 4) NH3.
8. В а р и а н т  2
9. 1. Значение высшей валентности азота равно:
10. 1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.

2. Запишите возможное взаимодействие концентрированной азотной кислоты со следующими металлами: натрий, алюминий, цинк, железо, хром.

• 3. Выберите вещества, являющиеся сырьем для производства азотной кислоты:
• 1) азот и водород;
• 2) аммиак, воздух и вода;
• 3) нитраты.
• 4. Концентрированная азотная кислота не реагирует с:
• 1) углекислым газом;
• 2) соляной кислотой;
• 3) углеродом;
• 4) гидроксидом бария.
• 5. При взаимодействии очень разбавленной кислоты с магнием образуется:
• 1) NO2; 2) NO; 3) N2O; 4) NH4NO3.

Домашнее задание. Прочитать по учебнику «Химия-9» (Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. М.: Просвещение, 2002) § 21, повторить конспект урока и схему взаимодействия кислоты с металлами.

* Например, можно предложить ребятам проделать следующие лабораторные опыты.

1) В пробирку с раствором азотной кислоты добавьте лакмус и постепенно добавляйте раствор гидроксида натрия. Наблюдения запишите.

2) Положите в пробирку немного мела, добавьте разбавленную азотную кислоту.

3) Положите в пробирку немного оксида меди(II), добавьте разбавленную азотную кислоту. Какого цвета раствор? Зажмите пробирку в держателе и погрейте. Как изменяется цвет раствора? О чем говорит изменение цвета? – Прим. ред.

Н.В.КРАСНОВА, учитель химии средней школы № 2

(с. Приволжье, Самарская обл.)