9 CLASSE

Continuação. Ver nº 34, 35, 36, 37, 38/2003

Trabalho prático número 13.
Ácido nítrico. Nitratos
(o fim)

HNO 3 é um forte agente oxidante. O ácido nítrico concentrado oxida não metais a estados de oxidação mais altos:

A passivação ocorre devido à formação de filmes insolúveis de óxido metálico:

2Al + 6HNO 3 \u003d Al 2 O 3 + 6NO 2 + 3H 2 O.

HNO 3 (conc.) pode ser armazenado e transportado sem acesso ao ar em recipientes feitos de Fe, Al, Ni.
Uma reação qualitativa é a interação de HNO 3 com Cu com a formação de gás NO 2 marrom com odor pungente (além disso, sal e água são formados).

À medida que a concentração (diluição) diminui, o HNO 3 com Zn pode formar vários produtos contendo nitrogênio:

e em todos os casos sal e água.

Observação . Para reconhecer o ânion nitrato, é usado um indicador de difenilamina (uma solução de (C 6 H 5) 2 NH em H 2 SO 4 concentrado).
Experiência de demonstração . O reconhecimento é realizado “em traços” ou por contato de gota: aparece uma cor azul escura.

Nitratos- sais de ácido nítrico, sólidos cristalinos, altamente solúveis em água. Nitratos de metais alcalinos, cálcio e amônio - salitre.
A maioria dos nitratos são fertilizantes minerais muito bons.
Os nitratos são fortes agentes oxidantes! Carvão, enxofre e outras substâncias combustíveis queimam em salitre fundido, uma vez que todos os nitratos (como HNO 3) liberam oxigênio quando aquecidos e, dependendo da atividade química do sal metálico, dão produtos diferentes:

Procedimento de operação	Tarefas	Observações e conclusões
Monte o dispositivo (de acordo com o esquema), coloque um pouco de nitrato de sódio cristalino (Chile) em um copo, derreta-o. Aqueça um pedaço de carvão na chama de uma lâmpada de álcool e abaixe-o em salitre derretido	Por que o carvão inflama? Escreva as equações das reações em andamento com base na balança eletrônica, tire as conclusões apropriadas
Pegue amostras de todas as três soluções nos tubos de ensaio nº 1–3 (consulte nº 38/2003) e primeiro adicione aproximadamente uma quantidade (volume) de ácido sulfúrico concentrado a cada amostra, depois adicione um pouco de aparas de cobre, aqueça um pouco. Observe as mudanças características em uma das amostras	Três tubos numerados contêm soluções de cloreto, sulfato e nitrato de sódio. Reconhecer a solução de salitre. Por que o ácido sulfúrico concentrado é adicionado primeiro a uma solução de nitrato? Escreva as equações da reação molecular e iônica. Verifique a saída pela reação "para vestígios" com um indicador de difenilamina

Substâncias complexas (terebintina, madeira, serragem) também podem queimar em ácido nítrico. Uma mistura de ácidos nítrico e sulfúrico concentrados (mistura de nitração) com muitas substâncias orgânicas forma compostos nitro (reação de nitração).
Uma mistura de 1 volume de HNO 3 (conc.) e 3 volumes de HCl (conc.) é chamada de "aqua regia". Mesmo ouro Au e platina Pt se dissolvem em tal mistura:

Procedimento de operação	Tarefas	Observações e conclusões
Em um tubo de ensaio com ácido nítrico concentrado (1 ml), adicione algumas lascas de cobre (Cu). Com efeito retardado, aqueça um pouco. Trabalhe sob rascunho! Despeje os produtos de uma garrafa sanitária no sistema de esgoto e enxágue com um fluxo de água	O que explica a evolução do gás marrom com odor pungente? Considerando que a água e o nitrato de cobre (II) ainda estão formados neste caso, escreva a equação da reação. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e escreva a equação da reação na forma iônica
Misture o pó de enxofre de grão fino (S) com 1 ml de HNO 3 concentrado, aqueça a mistura (sob corrente). Pegue uma amostra dos produtos da reação e teste-a com 2-3 gotas de solução de cloreto de bário. Despeje os produtos da garrafa sanitária no sistema de esgoto imediatamente	O que explica as mudanças observadas - a dissolução do enxofre, a liberação de um gás marrom de cheiro forte (e água)? Escreva uma equação para esta reação. Elabore um diagrama de equilíbrio eletrônico e uma equação iônica para a reação. O que provam as mudanças observadas durante a interação de uma amostra de produtos de reação com uma solução de cloreto de bário? Justifique sua resposta

Trabalho prático 14.
Determinação de ortofosfatos

Metas. Aprenda a reconhecer ortofosfatos, ortofosfatos de hidrogênio e diidroortofosfatos por sua solubilidade em água, hidrólise e reação qualitativa ao ânion ortofosfato.
Equipamentos e reagentes. Suporte com tubos de ensaio, tubos de vidro com anéis de borracha, frasco sanitário, espátulas (3 unid.); cristalino Ca 3 (PO 4) 2, CaHPO 4, Ca (H 2 PO 4) 2, água destilada, um indicador universal, soluções de H 3 PO 4, NaCH 3 COO ( \u003d 10%), AgNO 3.

Procedimento de operação	Tarefas	Observações e conclusões
Despeje 1 cm 3 de ortofosfato de cálcio, ortofosfato de hidrogênio e ortofosfato de di-hidrogênio de cálcio em três tubos de ensaio, adicione um pouco (a mesma quantidade) de água, misture	Faça uma conclusão sobre a solubilidade dos ortofosfatos primários, secundários e terciários. A diferente solubilidade desses fosfatos pode ser considerada um método para seu reconhecimento?	…
Usando soluções aquosas e suspensões em três tubos de ensaio de experiência anterior, teste-os com um indicador universal	Determine na escala de pH de todas as soluções e explique por que o pH neste caso tem valores diferentes	…
K uma solução aquosa de ácido fosfórico em um tubo de ensaio (1 ml) e uma solução de superfosfato em outra (1 ml) adicionar solução de acetato de sódio a 10% e algumas gotas de nitrato de prata(I)	O que é um íon reativo? Escreva as equações das reações correspondentes nas formas molecular e iônica, indique os sinais das reações	…

Trabalho prático 15.
Determinação de fertilizantes minerais.
Resolvendo problemas experimentais sobre o tema
"Subgrupo Nitrogênio"

Metas. Repita a composição e propriedades dos compostos de nitrogênio e fósforo, suas interconversões e métodos de reconhecimento.
Equipamentos e reagentes. Lâmpada de espírito, fósforos, vidro azul, papel de filtro, suporte para tubo de ensaio, suporte para tubo de ensaio (2 unid.), espátulas (3 unid.), almofariz, pilão, garrafa sanitária;
nos tubos de ensaio nº 1–3:
eu opção - superfosfato duplo, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4,
Opção II - NH 4 Cl, NaNO 3, KCl,
Opção III - KNO 3, (NH 4) 2 SO 4, superfosfato duplo;
sais cristalinos (NH 4) 2 SO 4, NH4Cl, amofos, soluções aquosas de CH 3 COONa (= 10%), AgNO 3, BaCl 2,
CH 3 COOH (= 10%), NaOH, papel de tornassol, CuO, Cu (lascas), HNO 3 (razb.), HNO 3 (conc.), H 2 SO 4 (conc.), indicador difenil, (C 6 H 5) 2 NH em H 2 SO 4 concentrado,
Ca(OH) 2 (seco), água destilada, AgNO 3 em HNO 3 , em tubos de ensaio No. 4-6 substâncias cristalinas secas: Na 2 SO 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 , em tubos de ensaio No. 7 e 8 : H 3 PO 4 e H 2 SO 4 (soluções selecionadas), em tubos de ensaio nº 9 e 10: Na 3 PO 4 e Ca 3 (PO 4) 2 .

Problema experimental . Quatro frascos numerados contêm soluções aquosas de ortofosfato de sódio, sulfato de amônio, nitrato de sódio, cloreto de potássio. Usando os métodos de reconhecimento mais racionais (consulte a tabela), determine onde cada substância está localizada.

Características de alguns sais
(métodos de reconhecimento)

Tabela

Nome da substância	Aparência	Solubilidade em Água)	A interação de uma solução deste sal com				Coloração de chama
			H 2 SO 4 (conc.) e Cu	soluções de BaCl 2 e CH 3 COOH	Solução de NaOH quando aquecida	Solução de AgNO 3
Nitrato de amônio NH 4 NO 3		Bom	NO 2 , marrom, com odor pungente	–	NH 3 , incolor, com odor pungente	–	amarelo (de impurezas)
Cloreto de amônio NH 4 Cl	Pó cristalino branco	Bom	–	–	NH3	AgCl, precipitado branco	amarelo (de impurezas)
Nitrato de potássio KNO 3	Cristais finos cinza claro	Bom	NÃO 2	–	–	–	roxa
Sulfato de amônio (NH 4) 2 SO 4	Grandes cristais incolores	Bom	–	BaSO 4 , branco, insolúvel em CH 3 COOH	NH3	Ag 2 SO 4 , branco, prontamente solúvel em ácidos	–
Superfosfato Ca (H 2 PO 4) 2 2H 2 O	Pó ou grânulos cinza claro	Dissolve-se lentamente	–	Ba 3 (PO 4) 2, branco, parcialmente solúvel em CH 3 COOH	–	Ag 3 PO 4 , amarelo (na presença de CH 3 COOHa)	Tijolo- vermelho
Silvinita KCl NaCl	cristais rosa	Bom	–	–		AgCl	Amarelo com toques de roxo
Cloreto de potássio KCl	Cristais incolores	Bom	–	–	–	AgCl	roxa

Decisão

Todos os íons no ambiente aquático incolor, é impossível reconhecê-los pela cor.
2) Como nenhuma das substâncias (frascos nº 1 a 4) difere em pior solubilidade, as soluções não podem ser distinguidas por essa característica, todas são soluções transparentes.
3) Em duas soluções existem cátions idênticos, mas em todos - ânions diferentes, portanto, o reconhecimento qualitativo deve ser realizado por ânions. Reativo - AgNO 3 na presença de uma solução a 10% de CH 3 COOHa (ou BaCl 2 e CH 3 COOH); reagente - solução de BaCl 2 ; reagente para Cl – solução de AgNO 3 em HNO 3 ; reagente - concentrado H 2 SO 4 e Cu (lascas). Você pode identificar imediatamente, então, usando um reagente (AgNO 3), reconhecer todas as três soluções restantes (ou vice-versa). Outras opções são mais longas e requerem um consumo de reagentes significativamente maior.
4) Teste todas as quatro amostras de soluções com uma solução de AgNO 3 (1-2 gotas): a solução do frasco nº 4 permaneceu inalterada - deveria ser uma solução de NaNO 3; no frasco nº 2, um precipitado cristalino branco, insolúvel em ácidos, é uma solução de KCl; as outras duas amostras dão soluções turvas, quando uma solução a 10% de CH 3 COOHa é adicionada, a amostra No. 3 dá um precipitado amarelo - esta é uma solução de Na 3 PO 4, e a amostra No. 1 é uma solução de (NH 4 ) 2 SO 4 (a turbidez desaparece ao adicionar ácido HNO 3).

Verificação de testes primários.

Adicione 1-2 gotas de soluções de BaCl 2 e CH 3 COOH à amostra de solução do frasco nº 1, a solução fica com uma cor leitosa, porque um precipitado cristalino branco precipita:

Você pode verificar a mesma amostra adicionando uma solução alcalina com aquecimento. O gás NH 3 é liberado, o que é determinado pelo cheiro característico e azul do papel tornassol vermelho molhado. Equação de reação:

Adicione H 2 SO 4 concentrado e Cu (lascas) à amostra de solução do frasco nº 4, aqueça um pouco. Um gás marrom com odor pungente é liberado e a solução se torna azul-esverdeada:

5) Conclusão .

Em frascos:
Nº 1 - solução (NH 4) 2 SO 4,
Nº 2 - Solução de KCl,
No. 3 - solução de Na 3 PO 4,
Nº 4 - Solução de NaNO 3 .

Esquema de reconhecimento

Soluções determinadas
№ 1	№ 2	№ 3	№ 4
(NH 4) 2 SO 4	KCl	Na3PO4	NaNO3
Todas as soluções são límpidas e incolores.
+AgNO3
Turbidez da solução (Ag 2 SO 4, solúvel em ácidos)	Precipitado de queijo branco (AgCl	De acordo com a variante, anote as soluções cujos sais são dados nos tubos de ensaio nº 1–3. Determine onde cada uma dessas substâncias está localizada. Nas conclusões, anote as equações das reações realizadas nas formas molecular e iônica. Marque os sinais de cada reação qualitativa	…
1) Em um tubo de ensaio com uma pequena quantidade de CuO (na ponta de uma espátula), adicione uma solução de HNO 3, agite. 2) Coloque algumas lascas de cobre em um tubo de ensaio com HNO 3 concentrado (se o efeito não for observado imediatamente, aqueça um pouco a mistura)	Usando os reagentes fornecidos, prepare uma solução de nitrato de cobre(II) de duas maneiras. Marque sinais de reações e escreva equações de reações moleculares e iônicas. Qual reação é uma reação redox?	…
Em um almofariz, misture e triture a mistura de Ca (OH) 2 (levemente umedecida) com sal de amônio, cheire suavemente. Repita o experimento com outros sais de amônio	Prove empiricamente que o sulfato, nitrato e cloreto de amônio não devem ser misturados com cal. Dê as devidas explicações	…
Elaborar um plano (pedido) para reconhecimento, o mais racional em termos de tempo e consumo de reagentes	Nos tubos de ensaio nº 4 a 6, determine o cristalino sulfato de sódio, cloreto de amônio e nitrato de sódio. Escreva equações de reação. Observe os sinais observados de reações	...
É melhor testar amostras de soluções nos tubos de ensaio nº 7 e 8 com reagentes BaCl 2 e CH 3 COOH, observando com muito cuidado o resultado ao agitar a mistura de reação	Por reconhecimento qualitativo para determinar em qual dos tubos de ensaio nº 7 e 8 são soluções ácidos sulfúrico e fosfórico. Escreva equações de reação	...
Fazer um plano para o reconhecimento das substâncias Na 3 PO 4 e Ca 3 (PO 4) 2 em tubos de ensaio nº 9 e 10	Determinar praticamente nos tubos de ensaio nº 9 e 10 ortofosfatos cristalinos de sódio e cálcio	...

Definição sais no quadro da teoria da dissociação. Os sais são geralmente divididos em três grupos: médio, azedo e básico. Nos sais médios, todos os átomos de hidrogênio do ácido correspondente são substituídos por átomos de metal, nos sais ácidos são apenas parcialmente substituídos, nos sais básicos do grupo OH da base correspondente são parcialmente substituídos por resíduos ácidos.

Existem também alguns outros tipos de sais, como sais duplos, que contêm dois cátions diferentes e um ânion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomita), KCl NaCl (silvinita), KAl (SO 4) 2 (alume de potássio); sais mistos, que contêm um cátion e dois ânions diferentes: CaOCl 2 (ou Ca(OCl)Cl); sais complexos, que incluem íon complexo, constituído por um átomo central ligado a vários ligantes: K 4 (sal do sangue amarelo), K 3 (sal do sangue vermelho), Na, Cl; sais hidratados(hidratos de cristal), que contêm moléculas água de cristalização: CuSO 4 5H 2 O (sulfato de cobre), Na 2 SO 4 10H 2 O (sal de Glauber).

O nome dos saisé formado a partir do nome do ânion seguido do nome do cátion.

Para sais de ácidos livres de oxigênio, um sufixo é adicionado ao nome do não-metal Eu iria, por exemplo, cloreto de sódio NaCl, sulfeto de ferro(H) FeS, etc.

Ao nomear sais de ácidos contendo oxigênio, no caso de estados de oxidação mais altos, a terminação é adicionada à raiz latina do nome do elemento — sou, no caso de estados de oxidação mais baixos, o final -isto. Nos nomes de alguns ácidos, o prefixo é usado para designar os estados de oxidação mais baixos de um não metal hipopótamo-, para sais de ácidos perclórico e permangânico, use o prefixo por-, ex: carbonato de cálcio CaCO3, sulfato de ferro (III) Fe 2 (SO 4) 3, sulfito de ferro (II) FeSO 3, hipoclorito de potássio KOSl, clorito de potássio KOSl 2, clorato de potássio KOSl 3, perclorato de potássio KOSl 4, permanganato de potássio KMnO 4, dicromato de potássio K 2 Cr 2O7.

Sais ácidos e básicos pode ser considerado como um produto de conversão incompleta de ácidos e bases. De acordo com a nomenclatura internacional, o átomo de hidrogênio, que faz parte do sal ácido, é denotado pelo prefixo hidro-, grupo OH - prefixo hidroxi, NaHS - hidrossulfeto de sódio, NaHSO 3 - hidrossulfito de sódio, Mg (OH) Cl - hidroxicloreto de magnésio, Al (OH) 2 Cl - dihidroxicloreto de alumínio.

Nos nomes dos íons complexos, os ligantes são indicados primeiro, seguidos pelo nome do metal, indicando o estado de oxidação correspondente (algarismos romanos entre parênteses). Nos nomes de cátions complexos, são usados ​​nomes russos de metais, por exemplo: Cl 2 - cloreto de tetraamina de cobre (P), 2 SO 4 - sulfato de prata de diamina (1). Nos nomes de ânions complexos, os nomes latinos de metais com o sufixo -at são usados, por exemplo: K[Al (OH) 4] - tetrahidroxialuminato de potássio, Na - tetrahidroxicromato de sódio, K 4 - hexacianoferrato de potássio (H) .

Nomes de sais hidratados (hidratos cristalinos) são formados de duas maneiras. Você pode usar o complexo sistema de nomenclatura de cátions descrito acima; por exemplo, sulfato de cobre SO 4 H 2 0 (ou CuSO 4 5H 2 O) pode ser chamado sulfato de tetraaquacobre(II). No entanto, para os sais hidratados mais conhecidos, na maioria das vezes o número de moléculas de água (grau de hidratação) é indicado por um prefixo numérico para a palavra "hidrato", por exemplo: CuSO 4 5H 2 O - sulfato de cobre (I) penta-hidratado, Na 2 SO 4 10H 2 O - sulfato de sódio deca-hidratado, CaCl 2 2H 2 O - cloreto de cálcio di-hidratado.

Solubilidade de sais

De acordo com sua solubilidade em água, os sais são divididos em solúveis (P), insolúveis (H) e pouco solúveis (M). Para determinar a solubilidade dos sais, use a tabela da solubilidade de ácidos, bases e sais em água. Se não houver mesa disponível, você pode usar as regras. Eles são fáceis de lembrar.

1. Todos os sais de ácido nítrico são solúveis - nitratos.

2. Todos os sais de ácido clorídrico são solúveis - cloretos, exceto AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Todos os sais de ácido sulfúrico - sulfatos são solúveis, exceto BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Os sais de sódio e potássio são solúveis.

5. Todos os fosfatos, carbonatos, silicatos e sulfetos não se dissolvem, exceto sais de Na + e K + .

De todos os compostos químicos, os sais são a classe de substâncias mais numerosa. Estes são sólidos, diferem uns dos outros em cor e solubilidade em água. No início do século XIX. O químico sueco I. Berzelius formulou a definição de sais como produtos da reação de ácidos com bases ou compostos obtidos pela substituição de átomos de hidrogênio em um ácido por um metal. Com base nisso, os sais são distinguidos como médios, ácidos e básicos. Os sais médios ou normais são produtos da substituição completa de átomos de hidrogênio em um ácido por um metal.

Por exemplo:

N / D 2 CO 3 - Carbonato de Sódio;

CuSO 4 - sulfato de cobre (II), etc.

Tais sais dissociam-se em cátions metálicos e ânions do resíduo ácido:

Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -

Os sais ácidos são produtos da substituição incompleta de átomos de hidrogênio em um ácido por um metal. Os sais ácidos incluem, por exemplo, bicarbonato de sódio NaHCO3, que consiste em um cátion metálico Na+ e um resíduo ácido HCO3- carregado individualmente. Para um sal de cálcio ácido, a fórmula é escrita da seguinte forma: Ca (HCO 3) 2. Os nomes desses sais são compostos pelos nomes dos sais médios com a adição do prefixo hidro- , Por exemplo:

Mg (HSO 4) 2 - hidrossulfato de magnésio.

Dissocie os sais ácidos da seguinte forma:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -

Os sais básicos são produtos da substituição incompleta de grupos hidroxo na base por um resíduo ácido. Por exemplo, esses sais incluem a famosa malaquita (CuOH) 2 CO 3, sobre a qual você leu nas obras de P. Bazhov. Consiste em dois cátions básicos CuOH + e um ânion duplamente carregado do resíduo ácido CO 3 2- . O cátion CuOH + tem uma carga +1, portanto, na molécula, dois desses cátions e um ânion CO 3 2- duplamente carregado são combinados em um sal eletricamente neutro.

Os nomes desses sais serão os mesmos dos sais normais, mas com a adição do prefixo hidroxo-, (CuOH) 2 CO 3 - hidroxocarbonato de cobre (II) ou AlOHCl 2 - cloridrato de alumínio. A maioria dos sais básicos são insolúveis ou pouco solúveis.

Os últimos dissociam-se assim:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Propriedades do sal

As duas primeiras reações de troca foram discutidas em detalhes anteriormente.

A terceira reação também é uma reação de troca. Ele flui entre soluções salinas e é acompanhado pela formação de um precipitado, por exemplo:

A quarta reação de sais está associada à posição do metal na série eletroquímica de voltagens metálicas (ver "Série eletroquímica de voltagens metálicas"). Cada metal desloca das soluções salinas todos os outros metais localizados à sua direita em uma série de voltagens. Isso está sujeito às seguintes condições:

1) ambos os sais (reagindo e formados como resultado da reação) devem ser solúveis;

2) os metais não devem interagir com a água, portanto, os metais dos principais subgrupos dos grupos I e II (para este último, a partir do Ca) não deslocam outros metais das soluções salinas.

Métodos para obter sais

Métodos de obtenção e propriedades químicas de sais. Os sais podem ser obtidos a partir de compostos inorgânicos de quase qualquer classe. Junto com esses métodos, sais de ácidos anóxicos podem ser obtidos pela interação direta de um metal e um não metal (Cl, S, etc.).

Muitos sais são estáveis ​​quando aquecidos. No entanto, sais de amônio, bem como alguns sais de metais pouco ativos, ácidos fracos e ácidos nos quais os elementos apresentam estados de oxidação mais altos ou mais baixos, se decompõem quando aquecidos.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2KSlO 3 \u003d MnO 2 \u003d 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl

óxidos. O nitrogênio forma cinco óxidos com estados de oxidação +1, +2, +3, +4, +5.

Óxidos N 2 O e NO são não formadores de sal (o que isso significa?), E o resto dos óxidos são ácidos: corresponde ao ácido nitroso, a - ácido nítrico. O óxido nítrico (IV), quando dissolvido em água, forma simultaneamente dois ácidos - HNO 2 e HNO 3:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3.

Se for dissolvido em água na presença de excesso de oxigênio, apenas o ácido nítrico é obtido:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3.

O óxido nítrico (IV) NO 2 é um gás marrom muito tóxico. É facilmente obtido pela oxidação do óxido nítrico (II) incolor e não salino com oxigênio no ar:

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Ácido nítrico HNO 3 . É um líquido incolor que "fume" no ar. Quando armazenado à luz, o ácido nítrico concentrado fica amarelo, pois se decompõe parcialmente com a formação do gás NO 2 marrom:

4HNO 3 \u003d 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.

O ácido nítrico apresenta todas as propriedades típicas dos ácidos fortes: interage com óxidos e hidróxidos de metais, com sais (faça as equações de reação apropriadas).

Experiência de laboratório nº 32
Propriedades do ácido nítrico diluído

Faça experimentos provando que o ácido nítrico apresenta as propriedades típicas dos ácidos. Coloque um pouco de pó preto ou um grânulo de óxido de cobre (II) em um tubo de ensaio, despeje 1-2 ml de solução de ácido nítrico nele. Fixe o tubo de ensaio no suporte e aqueça-o na chama de uma lâmpada de álcool. O que você está assistindo? Escreva as equações moleculares e iônicas. Despeje 1-2 ml de solução alcalina em um tubo de ensaio, adicione 2-3 gotas de solução de fenolftaleína. O que você está assistindo? Adicione uma solução de ácido nítrico ao conteúdo do tubo de ensaio até que a cor desapareça. Qual é o nome dessa reação? Escreva suas equações moleculares e iônicas. Despeje 1 ml de solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio, adicione 1-2 ml de solução alcalina. O que você está assistindo? Adicionar uma solução de ácido nítrico ao conteúdo do tubo de ensaio até que o precipitado desapareça. Escreva as equações moleculares e iônicas das reações realizadas.

Com os metais, o ácido nítrico se comporta de uma maneira especial - nenhum dos metais desloca o hidrogênio do ácido nítrico, independentemente de sua concentração (para o ácido sulfúrico, esse comportamento é típico apenas em seu estado concentrado). Isso se deve ao fato de o HNO 3 ser um forte agente oxidante, nele o nitrogênio tem um estado de oxidação máximo de +5. É ele quem será restaurado ao interagir com metais.

O produto de redução depende da posição do metal na série de tensões, da concentração do ácido e das condições da reação. Por exemplo, ao interagir com o cobre, o ácido nítrico concentrado é reduzido a óxido nítrico (IV):

Experiência de laboratório nº 33
Interação de ácido nítrico concentrado com cobre

Despeje cuidadosamente 1 ml de ácido nítrico concentrado em um tubo de ensaio. Pegue um pouco de pó de cobre com a ponta de um tubo de vidro e despeje em um tubo de ensaio com ácido. (Se não houver pó de cobre no gabinete, você pode usar um pequeno pedaço de fio de cobre muito fino, que deve primeiro ser enrolado em uma bola.) O que você está observando? Por que a reação ocorre sem aquecimento? Por que esta versão do experimento não requer o uso de uma coifa? Se a área de contato do cobre com o ácido nítrico for menor que a versão proposta do experimento, quais condições devem ser observadas? Após o experimento, coloque imediatamente os tubos de ensaio com o conteúdo em uma coifa. Escreva a equação da reação e considere os processos redox.

O ferro e o alumínio, sob a ação do HNO 2 concentrado, são recobertos por uma forte película de óxido que protege o metal de mais oxidação, ou seja, o ácido passiva os metais. Portanto, o ácido nítrico, como o ácido sulfúrico, pode ser transportado em tanques de aço e alumínio.

O ácido nítrico oxida muitas substâncias orgânicas, descolorindo os corantes. Nesse caso, geralmente é liberado muito calor e a substância se inflama. Assim, se uma gota de terebintina é adicionada ao ácido nítrico, ocorre um flash brilhante e uma lasca fumegante no ácido nítrico acende (Fig. 135).

Arroz. 135.
Queimando uma lasca em ácido nítrico

O ácido nítrico é amplamente utilizado na indústria química para a produção de fertilizantes nitrogenados, plásticos, fibras artificiais, corantes e vernizes orgânicos, medicinais e explosivos (Fig. 136).

Arroz. 136.
O ácido nítrico é usado para produzir:
1 - fertilizantes; 2 - plásticos; 3 - medicamentos; 4 - vernizes; 5 - fibras artificiais; 6 - explosivos

Sais de ácido nítrico - os nitratos são obtidos pela ação do ácido sobre os metais, seus óxidos e hidróxidos. Os nitratos de sódio, potássio, cálcio e amônio são chamados de salitre: NaNO 3 - nitrato de sódio, KNO 3 - nitrato de potássio, Ca (NO 3) 2 - nitrato de cálcio, NH 4 NO 3 - nitrato de amônio. Salitre é usado como fertilizante de nitrogênio.

O nitrato de potássio também é usado na fabricação de pólvora negra e o nitrato de amônio, como você já sabe, é usado para preparar o explosivo amoniacal. Nitrato de prata, ou lápis, AgNO 3 é usado na medicina como agente cauterizante.

Quase todos os nitratos são altamente solúveis em água. Quando aquecidos, eles se decompõem com a liberação de oxigênio, por exemplo:

Novas palavras e conceitos

1. Óxidos de nitrogênio não formadores de sal e ácidos.
2. Óxido nítrico (IV).
3. Propriedades do ácido nítrico como eletrólito e como agente oxidante.
4. Interação de ácido nítrico concentrado e diluído com cobre.
5. Aplicação de ácido nítrico.
6. Nitratos, salitre.

Tarefas para trabalho independente

1. Por que o ácido nítrico não forma sais ácidos?
2. Escreva as equações moleculares e iônicas para as reações do ácido nítrico com hidróxido de cobre(II), óxido de ferro(III) e carbonato de sódio.
3. A maioria dos sais de ácido nítrico são solúveis em água, no entanto, oferecem uma equação para a reação de HNO 3 com sal, resultando na formação de um precipitado. Escreva a equação iônica dessa reação.
4. Considere as equações de reação para ácido nítrico diluído e concentrado com cobre em termos de processos redox.
5. Proponha duas cadeias de transformações que levam à produção de ácido nítrico, partindo do nitrogênio e da amônia. Descreva as reações redox usando o método do balanço eletrônico.
6. Quantos quilogramas de ácido nítrico a 68% podem ser obtidos a partir de 276 kg (n.a.) de óxido nítrico (IV)?
7. Ao calcinar 340 g de nitrato de sódio, foram obtidos 33,6 litros (n.a.) de oxigênio. Calcule a fração mássica de impurezas no salitre.

Para representar graficamente a fórmula do sal, deve-se:

1. Escreva corretamente a fórmula empírica deste composto.

2. Considerando que qualquer sal pode ser representado como um produto da neutralização do ácido e da base correspondentes, as fórmulas do ácido e da base que formam este sal devem ser apresentadas separadamente.

Por exemplo:

Ca (HSO 4) 2 - hidrossulfato de cálcio pode ser obtido pela neutralização incompleta do ácido sulfúrico H 2 SO 4 com hidróxido de cálcio Ca (OH) 2.

3. Determine quantas moléculas de ácido e base são necessárias para obter uma molécula desse sal.

Por exemplo:

Para obter uma molécula de Ca(HSO 4) 2, são necessárias uma molécula de base (um átomo de cálcio) e duas moléculas de ácido (dois resíduos de ácido HSO 4 - 1).

Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O.

Em seguida, você deve construir imagens gráficas das fórmulas do número estabelecido de moléculas de base e ácido e, removendo mentalmente os ânions hidroxila de base e cátions de hidrogênio ácido que participam da reação de neutralização e formando água, obter uma imagem gráfica da fórmula do sal:

O - H H - O O O O

Ca + → Ca + 2 H - O - H

O - H H - O O O O

H-O O H-O O

Propriedades físicas dos sais

Os sais são sólidos cristalinos. De acordo com sua solubilidade em água, eles podem ser divididos em:

1) altamente solúvel,

2) ligeiramente solúvel,

3) praticamente insolúvel.

A maioria dos sais de ácidos nítrico e acético, bem como sais de potássio, sódio e amônio são solúveis em água.

Os sais têm uma ampla faixa de temperaturas de fusão e decomposição térmica.

Propriedades químicas dos sais

As propriedades químicas dos sais caracterizam sua relação com metais, álcalis, ácidos e sais.

1. Sais em soluções interagem com metais mais ativos.

O metal mais ativo substitui o metal menos ativo no sal (consulte a Tabela 9 do Apêndice).

Por exemplo:

Pb (NO 3) 2 + Zn \u003d Pb + Zn (NO 3) 2,

Hg (NO 3) 2 + Cu \u003d Hg + Cu (NO 3) 2.

2. As soluções de sal interagem com álcalis, isso produz uma nova base e um novo sal.

Por exemplo:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + 2K 2 SO 4,

FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3  + 3NaCl.

3. Os sais reagem com soluções de ácidos mais fortes ou menos voláteis, isso produz um novo sal e um novo ácido.

Por exemplo:

a) como resultado da reação, um ácido mais fraco ou um ácido mais volátil é formado:

Na 2 S + 2HC1 \u003d 2NaCl + H 2 S

b) reações de sais de ácidos fortes com ácidos mais fracos também são possíveis se um sal pouco solúvel for formado como resultado da reação:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS + H 2 SO 4.

4. Sais em soluções entram em reações de troca com outros sais, resultando em dois novos sais.

Por exemplo:

NaС1 + AgNO 3 \u003d AgCl + NaNO 3,

CaCI 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3  + 2NaCl,

CuSO 4 + Na 2 S \u003d CuS + Na 2 SO 4.

Deve ser lembrado que as reações de troca prosseguem quase até o fim se um dos produtos da reação for liberado da esfera de reação na forma de um precipitado, gás, ou se água ou outro eletrólito fraco for formado durante a reação.