O ácido nítrico é um ácido forte. É um líquido incolor com um odor pungente. Em pequenas quantidades, é formado durante descargas de raios e está presente na água da chuva.

Sob a ação da luz, decompõe-se parcialmente:

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

O ácido nítrico é produzido industrialmente em três etapas. Na primeira etapa, ocorre a oxidação de contato da amônia a óxido nítrico (N):

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

Na segunda etapa, o óxido nítrico (P) é oxidado a óxido nítrico (IV) pelo oxigênio atmosférico:

2NO + O 2 \u003d 2NO 2

Na terceira etapa, o óxido nítrico (IV) é absorvido pela água na presença de O 2:

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

O resultado é 60-62% de ácido nítrico. Em laboratório, é obtido pela ação de ácido nítrico concentrado sobre nitratos com baixo aquecimento:

NaNO 3 + H2SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3

A molécula de ácido nítrico tem uma estrutura planar. Tem quatro ligações ao átomo de nitrogênio:

No entanto, dois átomos de oxigênio são equivalentes, pois entre eles a quarta ligação do átomo de nitrogênio é dividida igualmente, e o elétron transferido dela pertence a eles igualmente. Assim, a fórmula do ácido nítrico pode ser representada como:

O ácido nítrico é um ácido monobásico, forma apenas sais médios - nitratos. O ácido nítrico apresenta todas as propriedades dos ácidos: reage com óxidos metálicos, hidróxidos, sais:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2HNO 3 + Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

2HNO 3 + CaCO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

O ácido nítrico concentrado reage com todos os metais (exceto ouro, platina, paládio) para formar nitratos, óxido nítrico (+4). agua:

Zn + 4HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Formalmente, o ácido nítrico concentrado não reage com ferro, alumínio, chumbo, estanho, mas em sua superfície forma um filme de óxido que impede a dissolução da massa total do metal:

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

Dependendo do grau de diluição, o ácido nítrico forma os seguintes produtos de reação:

3Mg + 8HNO 3 (30%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2O

4Mg + 10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

Ácido nítrico altamente diluído com metais ativos forma compostos de nitrogênio (-3), de fato: amônia, mas devido a um excesso de ácido nítrico, forma nitrato de amônio:

4Ca + 10HNO 3 = 4Ca(NO 3) 2 + NH4NO 3 + 3H 2 O

Metais ativos com forte ácido diluído no frio pode formar nitrogênio:

5Zn + 12HNO 3 = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

Metais: ouro, platina, paládio reagem com ácido nítrico concentrado na presença de ácido clorídrico concentrado:

Au + 3HCl + HNO 3 \u003d AuCl3 + NO + 2H 2 O

O ácido nítrico, como um forte agente oxidante, oxida substâncias simples - não metais:

6HNO 3 + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

2HNO 3 + S = H 2 SO 4 + 2NO

5HNO 3 + P = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

O silício é oxidado com ácido nítrico a um óxido:

4HNO 3 + 3Si = 3SiO 2 + 4NO + 2H 2 O

Na presença de ácido fluorídrico, o ácido nítrico dissolve o silício:

4HNO 3 + 12HF + 3Si = 3SiF 4 + 4NO + 8H 2 O

O ácido nítrico é capaz de oxidar ácidos fortes:

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O

O ácido nítrico é capaz de oxidar ácidos fracos e substâncias complexas:

6HNO 3 + HJ = HJO 3 + NO 2 + 3H 2 O

FeS + 10HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 2 + SO 2 + 7NO 2 + 5H 2 O

Sais de ácido nítrico - nitratos são altamente solúveis em água. Os sais de metais alcalinos e de amônio são chamados salitre. Os nitratos têm atividade oxidante menos forte, no entanto, na presença de ácidos, até metais inativos podem se dissolver:

3Cu + 2KNO 3 + 4H 2 SO 4 = 3CuSO 4 + K 2 SO 4 + 2NO + 4H 2 O

Nitratos em um ambiente ácido oxidam sais metálicos com menor valência para seus sais com maior valência:

3FeCl 2 + KNO 3 + 4HCl = 3FeCl 3 + KCl + NO + 2H 2 O

Uma característica dos nitratos é a formação de oxigênio durante sua decomposição. Nesse caso, os produtos da reação podem ser diferentes e dependem da posição do metal na série de atividades. Os nitratos do primeiro grupo (do lítio ao alumínio) se decompõem com a formação de nitritos e oxigênio:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Os nitratos do segundo grupo (do alumínio ao cobre) se decompõem com a formação de óxido metálico, oxigênio e óxido de nitrogênio (IV):

2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO2 + O 2

Nitratos do terceiro grupo (depois do cobre) se decompõem em metal, oxigênio e óxido nítrico (IV):

Hg (NO 3) 2 \u003d Hg + 2NO 2 + O 2

O nitrato de amônio não forma oxigênio quando decomposto:

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

O próprio ácido nítrico se decompõe de acordo com o mecanismo dos nitratos do segundo grupo:

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

Se você tiver alguma dúvida, convido você para minhas aulas de química. Inscreva-se para a programação no site.

site, com cópia total ou parcial do material, é necessário um link para a fonte.

Tipo de aula: Uma lição sobre como transferir e adquirir novos conhecimentos e habilidades.

Metas: Repetir e consolidar o conhecimento sobre as propriedades químicas gerais dos ácidos; estudar a estrutura da molécula de ácido nítrico, as propriedades físicas e químicas específicas do ácido nítrico - sua interação com metais; introduzir os alunos aos métodos industriais e laboratoriais para a obtenção de ácido nítrico puro.

Como resultado da lição, você precisa saber:

1. A composição e estrutura da molécula de ácido nítrico; o número de ligações covalentes formadas pelo átomo de nitrogênio e o grau de oxidação do nitrogênio na molécula de ácido nítrico.
2. Propriedades químicas gerais do ácido nítrico: interação com indicadores ( tornassol e laranja de metila), com óxidos básicos e anfotéricos, bases, com sais de ácidos mais fracos e mais voláteis.
3. Propriedades químicas específicas do ácido nítrico: sua interação com metais.
4. Métodos laboratoriais e industriais para obtenção de ácido nítrico.

Você precisa ser capaz de:

1. Compor equações de reações químicas do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica.
2. Compor equações para as reações de interação de ácidos concentrados e diluídos com metais usando o método do balanço eletrônico.

Métodos e técnicas metodológicas:

1. Conversação.
2. Trabalho independente dos alunos na compilação de equações de reações químicas de ácido nítrico com metais.
3. Trabalho de laboratório no estudo das propriedades químicas gerais do ácido nítrico;
4. Elaboração de um resumo.
5. Trabalho criativo: mensagem do aluno sobre a obtenção de ácido nítrico.
6. Demonstração de experimentos: a interação do ácido nítrico diluído e concentrado com o cobre.
7. Apresentação de slides usando projetor multimídia.
8. Verificação mútua e avaliação mútua dos resultados do trabalho independente.

Equipamentos e reagentes:

Nas mesas dos alunos: soluções de ácido nítrico HNO 3 (20 - 25%), indicadores de tornassol e laranja de metila, solução de hidróxido de sódio NaOH, solução de sulfato de cobre (II) CuSO 4, solução de sulfato de ferro (II) FeSO 4, óxido de cobre (II) CuO, óxido de alumínio Al2O 3, solução de carbonato de sódio Na 2 CO 3 , tubos de ensaio, porta-tubos de ensaio.
Na mesa do professor:ácido nítrico concentrado HNO 3 (60 - 65%), ácido nítrico diluído HNO 3 (30%), rack com tubos de ensaio, fio de cobre (peças), tubo de saída de gás, cristalizador com água, porta tubos de ensaio, instalação multimídia (computador, projetor, tela).

Plano de aula:
O plano de aula é escrito no quadro-negro e impresso para anotações de referência nas mesas dos alunos (Apêndice 1)

Durante as aulas:

Eu Repetição.

Professora: Nas lições anteriores, estudamos alguns compostos de nitrogênio. Vamos lembrá-los.
Aluna: Estes são amônia, sais de amônio, óxidos de nitrogênio.
Professora: Quais óxidos de nitrogênio são ácidos?
Aluna:Óxido nítrico (III) N 2 O 3 - anidrido nitroso e óxido nítrico (V) N 2 O 5 - anidrido nítrico, corresponde ao ácido nítrico HNO3.
Professora: Qual é a composição qualitativa e quantitativa do ácido nítrico?

O professor escreve a fórmula do ácido nítrico no quadro e pede ao aluno que organize os estados de oxidação

Aluna: A molécula consiste em três elementos químicos: H, N, O - de um átomo de hidrogênio, um átomo de nitrogênio e três átomos de oxigênio.

II Composição e estrutura do HNO 3

Professora: Como é formada uma molécula de ácido nítrico?

O professor faz uma apresentação sobre ácido nítrico (Anexo 2 - apresentação, Anexo 3 - texto explicativo da apresentação)

III Propriedades físicas:

Professora: Agora nos voltamos para o estudo das propriedades físicas do ácido nítrico.

Os alunos escrevem uma breve descrição das propriedades físicas do ácido nítrico.

O professor na mesa de demonstração mostra o que é ácido nítrico concentradoHNO (60 - 65%) - um líquido incolor, "fumando no ar", com odor pungente. Concentrado 100%O HNO 3 às vezes é amarelado, porque é volátil e instável, e se decompõe à temperatura ambiente liberando óxido nítrico (IV) ou gás "marrom", razão pela qual é armazenado em garrafas de vidro escuro.

O professor no quadro-negro escreve a equação para a reação química da decomposição do ácido nítrico:

Professora: O ácido nítrico é higroscópico, miscível com água em todas as proporções. Em soluções aquosas - um eletrólito forte, a uma temperatura de - 41,6 0 C, solidifica. Na prática, é usado ácido nítrico 65%, não fuma, ao contrário do ácido nítrico 100%.

IV Propriedades químicas

Professora: Vamos para o próximo passo da lição. O ácido nítrico é um eletrólito forte. Portanto, terá todas as propriedades gerais dos ácidos. Com quais substâncias os ácidos reagem?
Aluna: Com indicadores, com óxidos básicos e anfotéricos, com bases, com sais de ácidos mais fracos e voláteis, com metais.
Professora: Aqui estão as propriedades gerais dos ácidos.

A instalação multimídia está ativada. O professor faz uma apresentação sobre as propriedades químicas gerais dos ácidos (Anexo 4).

Professora: Vamos fazer a parte experimental da lição. Sua tarefa é realizar reações químicas que confirmem as propriedades químicas dos ácidos, usando o ácido nítrico como exemplo. Você trabalhará em grupos de 4 pessoas. Nas mesas estão instruções para experimentos de laboratório (Apêndice 5). Nos cadernos, é necessário compor as equações das reações químicas na forma molecular e iônica.

Professora: Voltamo-nos para as propriedades químicas específicas do ácido nítrico. Deve-se notar que o ácido nítrico, tanto diluído quanto concentrado, não libera hidrogênio ao interagir com metais, mas pode liberar vários compostos de nitrogênio - de amônia a óxido nítrico (IV).

A instalação multimídia está ativada. O professor faz uma apresentação sobre possíveis produtos de redução do ácido nítrico (Anexo 6).

Professora: Vejamos o diagrama. Todos têm esquemas de redução de ácido nítrico (diluído e concentrado) com metais em suas mesas (Apêndice 7).

1. Reação de ácido nítrico diluído com cobre. Coleta de óxido nítrico (II) sobre água.
2. Interação de ácido nítrico concentrado com cobre. Obtenção de óxido nítrico (IV).

Escreva as equações de reação no quadro:

Professor: Com base nos experimentos, podemos tirar conclusões:

Professora: Usando os esquemas para a recuperação de ácido nítrico concentrado e diluído com metais, bem como o livro na página 127, passemos ao trabalho independente sobre as opções (Apêndice 8). Cada um faz o seu. São oferecidos cartões - tarefas. Tempo de trabalho 5-7 minutos.

A instalação multimídia está ativada. O professor mostra as respostas corretas (Anexo 9). Os alunos verificam a correção da tarefa.

V Obtenção de ácido nítrico HNO 3

Aluna:(mensagem) Em laboratório, o ácido nítrico é obtido pela reação de nitrato de potássio ou sódio com ácido sulfúrico concentrado com ou sem aquecimento:

Na indústria, o ácido nítrico é obtido por oxidação catalítica da amônia sintetizada a partir do nitrogênio atmosférico:

O aluno mostra o esquema de obtenção do ácido nítrico (Apêndice 10) e os alunos escrevem as equações da reação em um caderno.

Vi conclusão

Professora: Na lição de hoje, nos familiarizamos com a composição e estrutura do ácido nítrico. Eles repetiram e consolidaram as propriedades gerais dos ácidos usando o ácido nítrico como exemplo, consolidaram seus conhecimentos da teoria do TED, da teoria da estrutura atômica e das ligações químicas. Estudamos as propriedades específicas do ácido nítrico, nomeadamente a sua interação com metais. Familiarize-se com os métodos de obtenção de ácido nítrico.

D/z:§ 33, ex. 4 na página 128 do livro didático;
tarefas: 4 - 35, 4 - 41 livros de problemas;
aprenda o resumo.

Bibliografia

1. Kuznetsova N.E., Titova I.M., Gara N.N., Zhegin A.Yu. Química: um livro didático para instituições de ensino do 9º ano. - M.: Ventana - Graf, 2004.
2. Enciclopédia para crianças. Química. – M.: Avanta, 2000.
3. Maksimenko O.O. Química. Subsídio para ingressar em universidades. – M.: Eksmo, 2003.
4. Polosin V.S., Prokopenko V.G. Workshop sobre métodos de ensino de química. Tutorial. – M.: Iluminismo, 1989.
5. Martynenko B. V. Química: Ácidos e bases. – M.: Iluminismo, 2000.

Um dos produtos mais importantes utilizados pelo homem é o ácido nitrato. A fórmula da substância é HNO 3, também possui uma variedade de características físicas e químicas que a distinguem de outros ácidos inorgânicos. Em nosso artigo, estudaremos as propriedades do ácido nítrico, conheceremos os métodos de sua produção e também consideraremos o escopo da substância em várias indústrias, medicina e agricultura.

Características das propriedades físicas

O ácido nítrico derivado de laboratório, cuja fórmula estrutural é dada abaixo, é um líquido incolor com odor desagradável, mais pesado que a água. Evapora rapidamente e tem um ponto de ebulição baixo de +83 °C. O composto é facilmente misturado com água em qualquer proporção, formando soluções de várias concentrações. Além disso, o ácido nitrato pode absorver a umidade do ar, ou seja, é uma substância higroscópica. A fórmula estrutural do ácido nítrico é ambígua e pode ter duas formas.

Na forma molecular, o ácido nitrato não existe. Em soluções aquosas de várias concentrações, a substância tem a forma das seguintes partículas: H 3 O + - íons hidrônio e ânions do resíduo ácido - NO 3 -.

Interação ácido-base

O ácido nítrico, que é um dos ácidos mais fortes, entra em troca, neutralização. Assim, com óxidos básicos, o composto participa de processos metabólicos, pelos quais são obtidos sal e água. A reação de neutralização é a propriedade química básica de todos os ácidos. Os produtos da interação de bases e ácidos serão sempre os correspondentes sais e água:

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Reações com metais

Na molécula de ácido nítrico, cuja fórmula é HNO 3, o nitrogênio exibe o estado de oxidação mais alto, igual a +5, de modo que a substância possui propriedades oxidantes pronunciadas. Como um ácido forte, é capaz de interagir com metais na série de atividade dos metais até o hidrogênio. No entanto, ao contrário de outros ácidos, também pode reagir com elementos metálicos passivos, como cobre ou prata. Reagentes e produtos de interação são determinados tanto pela concentração do próprio ácido quanto pela atividade do metal.

Ácido nítrico diluído e suas propriedades

Se a fração de massa de HNO 3 for 0,4-0,6, então o composto exibe todas as propriedades de um ácido forte. Por exemplo, dissocia-se em cátions de hidrogênio e ânions de resíduos ácidos. Indicadores em um ambiente ácido, por exemplo, tornassol roxo, na presença de um excesso de íons H +, muda sua cor para vermelho. A característica mais importante das reações do ácido nitrato com metais é a impossibilidade de liberar hidrogênio, que é oxidado em água. Em vez disso, vários compostos são formados - óxidos de nitrogênio. Por exemplo, no processo de interação da prata com moléculas de ácido nítrico, cuja fórmula é HNO 3, são encontrados monóxido de nitrogênio, água e sal - nitrato de prata. O grau de oxidação do nitrogênio no ânion complexo diminui, pois três elétrons são adicionados.

Com elementos metálicos ativos, como magnésio, zinco, cálcio, ácido nitrato reage para formar óxido nítrico, cuja valência é a menor, é 1. Sal e água também são formados:

4Mg + 10HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 + 4Mg (NO 3) 2 + 3H 2 O

Se o ácido nítrico, cuja fórmula química é HNO 3 , é muito diluído, neste caso, os produtos de sua interação com os metais ativos serão diferentes. Pode ser amônia, nitrogênio livre ou óxido nítrico (I). Tudo depende de fatores externos, que incluem o grau de moagem do metal e a temperatura da mistura de reação. Por exemplo, a equação para sua interação com o zinco ficará assim:

Zn + 4HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

O ácido HNO 3 concentrado (96-98%) em reações com metais é reduzido a dióxido de nitrogênio, e isso geralmente não depende da posição do metal na série de N. Beketov. Isso acontece na maioria ao interagir com a prata.

Lembremos a exceção à regra: em condições normais, o ácido nítrico concentrado não reage com ferro, alumínio e cromo, mas os passiva. Isso significa que uma película protetora de óxido é formada na superfície do metal, impedindo o contato adicional com as moléculas de ácido. Uma mistura de uma substância com ácido clorídrico concentrado na proporção de 3: 1 é chamada de água régia. Ela tem a capacidade de dissolver ouro.

Como o ácido nitrato reage com não metais

As fortes propriedades oxidantes de uma substância levam ao fato de que, em suas reações com elementos não metálicos, estes últimos passam para a forma dos ácidos correspondentes. Por exemplo, o enxofre é oxidado a sulfato, o boro a bórico e o fósforo a ácidos fosfato. As equações de reação abaixo confirmam isso:

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

Obtenção de ácido nítrico

O método laboratorial mais conveniente para a obtenção de uma substância é a interação de nitratos com concentrado.

Na indústria, o ácido nítrico pode ser obtido de várias maneiras. Por exemplo, obtido a partir de nitrogênio e hidrogênio do ar. A produção de ácido ocorre em várias etapas. Os óxidos de nitrogênio serão produtos intermediários. Primeiro, o monóxido de nitrogênio NO é formado, depois é oxidado com oxigênio atmosférico em dióxido de nitrogênio. Finalmente, em reação com água e oxigênio em excesso, ácido nitrato diluído (40-60%) é produzido a partir de NO 2 . Se for destilado com ácido sulfato concentrado, a fração mássica de HNO 3 em solução pode ser aumentada para 98.

O método acima para a produção de ácido nitrato foi proposto pela primeira vez pelo fundador da indústria de nitrogênio na Rússia, I. Andreev, no início do século XX.

Inscrição

Como lembramos, a fórmula química do ácido nítrico é HNO 3. Que característica das propriedades químicas determina seu uso se o ácido nitrato é um produto de produção química de grande tonelagem? Esta é uma alta capacidade oxidante da substância. É usado na indústria farmacêutica para produzir medicamentos. A substância serve como matéria-prima para a síntese de compostos explosivos, plásticos, corantes. O ácido nitrato é usado na tecnologia militar como agente oxidante para combustível de foguete. Seu grande volume é usado na produção dos tipos mais importantes de fertilizantes nitrogenados - salitre. Eles ajudam a aumentar o rendimento das culturas mais importantes e aumentam o teor de proteína nos frutos e na massa verde.

Aplicações de nitratos

Tendo considerado as principais propriedades, produção e uso do ácido nítrico, nos concentraremos no uso de seus compostos mais importantes - sais. Não são apenas fertilizantes minerais, alguns deles são de grande importância na indústria militar. Por exemplo, uma mistura de 75% de nitrato de potássio, 15% de carvão fino e 5% de enxofre é chamada de pólvora negra. Amonal, um explosivo, é obtido a partir de nitrato de amônio, bem como carvão e pó de alumínio. Uma propriedade interessante dos sais de ácido nitrato é sua capacidade de se decompor quando aquecidos.

Além disso, os produtos da reação dependerão de qual íon metálico faz parte do sal. Se o elemento metálico está na série de atividade à esquerda do magnésio, nitritos e oxigênio livre são encontrados nos produtos. Se o metal que faz parte do nitrato está localizado de magnésio a cobre, inclusive, quando o sal é aquecido, são formados dióxido de nitrogênio, oxigênio e óxido do elemento metálico. Sais de prata, ouro ou platina em alta temperatura formam o metal livre, oxigênio e dióxido de nitrogênio.

Em nosso artigo, descobrimos qual é a fórmula química do ácido nítrico na química e quais características de suas propriedades oxidantes são mais importantes.

· Produção industrial, aplicação e efeito no corpo · Artigos relacionados · Notas · Literatura · Site oficial ·

O HNO 3 altamente concentrado geralmente tem uma cor marrom devido ao processo de decomposição que ocorre na luz:

Quando aquecido, o ácido nítrico se decompõe de acordo com a mesma reação. O ácido nítrico só pode ser destilado (sem decomposição) sob pressão reduzida (o ponto de ebulição indicado à pressão atmosférica é encontrado por extrapolação).

O ouro, alguns metais do grupo da platina e o tântalo são inertes ao ácido nítrico em toda a faixa de concentrações, o restante dos metais reage com ele, o curso da reação também é determinado por sua concentração.

HNO 3 como um ácido monobásico forte interage:

a) com óxidos básicos e anfotéricos:

c) desloca ácidos fracos de seus sais:

Ao ferver ou exposto à luz, o ácido nítrico se decompõe parcialmente:

O ácido nítrico em qualquer concentração exibe as propriedades de um ácido oxidante, além disso, o nitrogênio é reduzido a um estado de oxidação de +4 a 3. A profundidade da redução depende principalmente da natureza do agente redutor e da concentração de ácido nítrico. Como ácido oxidante, o HNO 3 interage:

a) com metais posicionados em uma série de voltagens à direita do hidrogênio:

HNO3 concentrado

HNO3 diluído

b) com os metais na série de voltagens à esquerda do hidrogênio:

Todas as equações acima refletem apenas o curso dominante da reação. Isso significa que, nessas condições, os produtos dessa reação são maiores do que os produtos de outras reações, por exemplo, quando o zinco reage com ácido nítrico (fração mássica de ácido nítrico em uma solução de 0,3), os produtos conterão a maior quantidade de NO , mas também conterá (apenas em quantidades menores) e NO 2 , N 2 O, N 2 e NH 4 NO 3 .

O único padrão geral na interação do ácido nítrico com os metais: quanto mais diluído o ácido e mais ativo o metal, mais profundo o nitrogênio é reduzido:

Aumento na concentração de ácido aumento na atividade do metal

O ácido nítrico, mesmo concentrado, não interage com ouro e platina. Ferro, alumínio, cromo são passivados com ácido nítrico concentrado a frio. O ferro interage com o ácido nítrico diluído e, com base na concentração do ácido, não apenas vários produtos de redução de nitrogênio são formados, mas também vários produtos de oxidação do ferro:

O ácido nítrico oxida não metais, enquanto o nitrogênio é geralmente reduzido a NO ou NO 2:

e substâncias complexas, por exemplo:

Alguns compostos orgânicos (por exemplo, aminas, terebintina) inflamam-se espontaneamente em contato com ácido nítrico concentrado.

Alguns metais (ferro, cromo, alumínio, cobalto, níquel, manganês, berílio), que reagem com ácido nítrico diluído, são passivados pelo ácido nítrico concentrado e são resistentes aos seus efeitos.

Uma mistura de ácidos nítrico e sulfúrico é chamada de melange.

O ácido nítrico é amplamente utilizado para obter compostos nitro.

Uma mistura de três volumes de ácido clorídrico e um volume de ácido nítrico é chamada de água régia. A vodka real dissolve a maioria dos metais, incluindo ouro e platina. Suas fortes habilidades oxidantes são devidas ao cloro atômico resultante e ao cloreto de nitrosila:

Nitratos

O ácido nítrico é um ácido forte. Seus sais - nitratos - são obtidos pela ação do HNO 3 sobre metais, óxidos, hidróxidos ou carbonatos. Todos os nitratos são altamente solúveis em água. O íon nitrato não hidrolisa em água.

Os sais de ácido nítrico se decompõem irreversivelmente quando aquecidos, e a composição dos produtos de decomposição é determinada pelo cátion:

a) nitratos de metais na série de voltagens à esquerda do magnésio:

b) nitratos de metais localizados em uma série de tensões entre magnésio e cobre:

c) nitratos de metais localizados em uma série de voltagens à direita do mercúrio:

d) nitrato de amônio:

Nitratos em soluções aquosas praticamente não apresentam propriedades oxidantes, mas em altas temperaturas no estado sólido são fortes agentes oxidantes, por exemplo, quando sólidos são fundidos:

O zinco e o alumínio em uma solução alcalina reduzem os nitratos a NH 3:

Sais de ácido nítrico - nitratos - são amplamente utilizados como fertilizantes. Além disso, quase todos os nitratos são altamente solúveis em água, portanto, há muito poucos deles na forma de minerais na natureza; as exceções são o nitrato chileno (sódio) e o nitrato indiano (nitrato de potássio). A maioria dos nitratos são obtidos artificialmente.

Vidro, fluoroplast-4 não reage com ácido nítrico.

Ácido nítrico

HNO3

Foi comprovado experimentalmente que em uma molécula de ácido nítrico entre dois átomos de oxigênio e um átomo de nitrogênio, duas ligações químicas são exatamente as mesmas - uma ligação e meia. O estado de oxidação do nitrogênio é +5 e a valência é IV.

Propriedades físicas

Ácido nítrico HNO3 em sua forma pura - um líquido incolor com um odor sufocante, solúvel em água; t°pl.= -41°C; ponto de ebulição = 82,6°С, r = 1,52 g/cm3 . Em pequenas quantidades, é formado durante descargas de raios e está presente na água da chuva.

N2 +O2 descargas atmosféricas → 2NO2NÃO+O2 → 2NÃO2

Sob a ação da luz, o ácido nítrico se decompõe parcialmente com a liberação de NO2 e devido a isso adquire uma cor marrom clara:

4HNO3 luz → 4NO2 (gás marrom) + 2H2 Ah +O2

O ácido nítrico de alta concentração libera gases no ar, que em um frasco fechado são encontrados na forma de vapores marrons (óxidos de nitrogênio). Esses gases são altamente tóxicos, portanto, tome cuidado para não inalá-los. O ácido nítrico oxida muitas substâncias orgânicas. Papel e tecidos são destruídos devido à oxidação das substâncias que formam esses materiais. O ácido nítrico concentrado causa queimaduras graves em contato prolongado e amarelecimento da pele por vários dias em contato breve. O amarelecimento da pele indica a destruição da proteína e a liberação de enxofre (uma reação qualitativa ao ácido nítrico concentrado - coloração amarela devido à liberação de enxofre elementar quando o ácido atua na proteína - reação xantoproteica). Ou seja, é uma queimadura na pele. Use luvas de borracha ao manusear ácido nítrico concentrado para evitar queimaduras.

Recibo

1. Método de laboratório CONHEÇO3 + H2 ASSIM4 (conc.) → KHSO4 + HNO3 (quando aquecido)2. Modo industrial É realizado em três etapas: a) Oxidação de amônia em um catalisador de platina para NO 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2 O (Condições: catalisador - Pt, t = 500˚С)b) Oxidação de NO pelo oxigênio atmosférico para NO2 2NÃO+O2 → 2NÃO2 c) NÃO absorção2 água na presença de excesso de oxigênio4NÃO2 +O2 + 2H2 O ↔ 4HNO3

Propriedades quimicas

1. Ácido muito forte. Dissocia-se em solução aquosa quase completamente:

HNO 3 = H+ + NÃO 3 -

Reage:

2. com óxidos básicos

CuO + 2HNO 3 = Cu(NÃO 3 ) 2 + H 2 O

CuO + 2H + + 2NÃO 3 - = Cu 2+ + 2NÃO 3 - + H 2 O

ou CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O

3. com bases

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

H + + NÃO 3 - + Na + +OH - = Na + + NÃO 3 - + H 2 O

ou H + +OH - = H 2 O

4. desloca ácidos fracos de seus sais


2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O+CO 2

2H + + 2NÃO 3 - + 2Na + + CO 3 2- = 2Na + + 2NÃO 3 - + H 2 O+CO 2

2H + + CO 3 2- = H 2 O+CO 2

Propriedades específicas do ácido nítrico

Agente oxidante forte

1. Decompõe-se à luz e quando aquecido

°
4HNO 3 = 2H 2 O+4NÃO 2 +O 2