Азотистая и азотная кислоты и их соли

Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:

2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О

Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:

3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO

Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и со­провождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3

практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:

3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO

По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:

Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯

На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:

которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных ме­таллов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо раствори­мы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красите­лей. Обе соли получают из оксидов азота:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:

KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO

Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.

Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислитель­ные, при этом сама она восстанавливается до NO:

Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:

Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в рас­творе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутст­вия Н + , т.е. протекает в кислой среде.

Азотная кислота

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:

NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.

Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислоро­дом воздуха:

1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платино­вым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О

2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутст­вии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3

Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очища­ют от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводо­род, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состо­яние. Кипит при 82,6°С.

В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:

Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноцен­ны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.

Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:

1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:

2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует кова­лентную связь с атомом азота:

3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:

4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие непо­деленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кис­лорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:

Химические свойства

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссо­циирует:

HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислитель­ные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зави­сит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в ин­тервале от +4 до -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Продукты восстановления при взаимодействии азотной кисло­ты разной концентрации с металлами разной активности при­ведены ниже в схеме.

Концентрированная азотная кислота при обычной температу­ре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она пере­водит их в пассивное состояние. На поверхности образуется плен­ка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.

3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентриро­ванной азотной кислоты:

Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO­+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO­+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кис­лота окисляет соляную до свободного хлора:

HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.

4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливает­ся до NO или NO 2:

S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 ­+2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 ­+Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 ­+4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO­

5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.

Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидрокси­ды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются се­литрами. Селитры используются главным образом как минераль­ные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавлива­ют взрывчатое вещество аммонал.

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2 ­

2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 ­+O 2 ­

Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кисло­род, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.

Применение

Азотная кислота - важнейший продукт химической про­мышленности. Большие количества расходуются на приготовле­ние азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пласт­масс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая

азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окис­лителя ракетного топлива.

Азотная кислота

Азо́тная кислота́ (HNO 3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации смоноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

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

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

HNO 3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:

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

Концентрированная HNO 3

Разбавленная HNO 3

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

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .

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

Увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

Продукты взаимодействия железа с HNO 3 разной концентрации

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO 2:

и сложные вещества, например:

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

Азотная кислота

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

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж». Благодаря наличию амила достигается концентрация в 104 % [источник не указан 150 дней ] (то есть при добавлении к 100 частям меланжа 4 частей дистиллята концентрация остаётся на уровне 100 %, вследствие поглощения воды амилом [источник не указан 150 дней ]).

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

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

Нитраты

HNO 3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:

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

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

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

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

г) нитрат аммония:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O — при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Исторические сведения

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатах Джабира(Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купоросажелезным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры, что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубера применялся до начала XX века, причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова, азотную кислоту называли крепкой водкой.

Промышленное производство, применение и действие на организм

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смесиоксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4NH 3 + 5O 2 (Pt) → 4NO + 6H 2 O 2NO + O 2 → 2NO 2 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 .

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 · 7H 2 O) (t°) → Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 + NO 2 + 13H 2 O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) → KHSO 4 + HNO 3

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: HNO 3

Химический состав Азотной кислоты

Молекулярная масса: 63,012

Азо́тная кислота́ (HNO 3 ) - сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. Водные растворы HNO 3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 - концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d20 = 1,41 г/см, T кип = 120,7 °C)

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения. ри нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять без разложения только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

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

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

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

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

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется. Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

Азотная кислота по степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Её пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже долгозаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией. При нагреве или под действием света кислота разлагается с образованием высокотоксичного диоксида азота NO 2 (газа бурого цвета). ПДК для азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по NO 2 2 мг/м 3 .

Тип урока: Урок передачи и приобретения новых знаний и умений.

Цели: Повторить и закрепить знания об общих химических свойствах кислот; изучить строение молекулы азотной кислоты, физические и специфические химические свойства азотной кислоты – взаимодействие ее с металлами; познакомить учащихся с промышленным и лабораторным способами получения чистой азотной кислоты.

В результате урока необходимо знать:

1. Состав и строение молекулы азотной кислоты; число ковалентных связей, образуемых атомом азота и степень окисления азота в молекуле азотной кислоты.
2. Общие химические свойства азотной кислоты: взаимодействие с индикаторами (лакмусом и метилоранжем), с основными и амфотерными оксидами, основаниями, с солями более слабых и более летучих кислот.
3. Специфические химические свойства азотной кислоты: взаимодействие ее с металлами.
4. Лабораторный и промышленный способы получения азотной кислоты.

Необходимо уметь:

1. Составлять уравнения химических реакций с позиции теории электролитической диссоциации.
2. Составлять уравнения реакций взаимодействия концентрированной и разбавленной кислоты с металлами с использованием метода электронного баланса.

Методы и методические приемы:

1. Беседа.
2. Самостоятельная работа учащихся по составлению уравнений химических реакций азотной кислоты с металлами.
3. Лабораторная работа по изучению общих химических свойств азотной кислоты;
4. Составление опорного конспекта.
5. Творческая работа: сообщение учащегося о получении азотной кислоты.
6. Демонстрация опытов: взаимодействие разбавленной и концентрированной азотной кислоты с медью.
7. Демонстрация слайдов с помощью мультимедиа проектора.
8. Взаимопроверка и взаимооценка результатов самостоятельной работы.

Оборудование и реактивы:

На столах учащихся: растворы азотной кислоты HNO 3 (20 – 25 %), индикаторы лакмус и метилоранж, раствор гидроксида натрия NaOH, раствор сульфата меди (II) CuSO 4 , раствор сульфата железа (II) FeSO 4 , оксид меди (II) CuO, оксид алюминия Al2O 3 , раствор карбоната натрия Na 2 CO 3 , пробирки, пробиркодержатели.
На столе учителя: концентрированная азотная кислота HNO 3 (60 – 65 %), разбавленная азотная кислота HNO 3 (30 %), штатив с пробирками, медная проволока (кусочки), газоотводная трубка, кристаллизатор с водой, пробиркодержатель, мультимедийная установка (компьютер, проектор, экран).

План урока:
План урока написан на доске и отпечатан для составления опорного конспекта на столах учащихся (Приложение 1)

Ход урока:

I Повторение.

Учитель: На прошлых уроках мы изучили некоторые соединения азота. Давайте вспомним их.
Ученик: Это аммиак, соли аммония, оксиды азота.
Учитель: Какие оксиды азота являются кислотными?
Ученик: Оксид азота (III) N 2 O 3 – азотистый ангидрид и оксид азота (V) N 2 O 5 – азотный ангидрид, ему соответствует азотная кислота HNO3.
Учитель: Каков качественный и количественный состав азотной кислоты?

Учитель пишет на доске формулу азотной кислоты и просит ученика расставить степени окисления

Ученик: Молекула состоит из трех химических элементов: H, N, O – из одного атома водорода, одного атома азота и трех атомов кислорода.

II Состав и строение HNO 3

Учитель: Как же образуется молекула азотной кислоты?

Учитель показывает презентацию об азотной кислоте (Приложение 2 – презентация, Приложение 3 – текст пояснения к презентации)

III Физические свойства:

Учитель: Теперь переходим к изучению физических свойств азотной кислоты.

Учащиеся составляют краткое описание физических свойств азотной кислоты.

Учитель на демонстрационном столе показывает, что представляет собой концентрированная азотная кислота HNO (60 – 65 %) - бесцветная жидкость, «дымящаяся на воздухе», с едким запахом. Концентрированная 100 % - ая HNO 3 иногда окрашена в желтоватый цвет, т.к. она летучая и нестойкая, и при комнатной температуре разлагается с выделением оксида азота (IV) или «бурого» газа, именно поэтому ее хранят в бутылках из темного стекла.

Учитель на доске пишет уравнение химической реакции разложения азотной кислоты:

Учитель: Азотная кислота гигроскопична, смешивается с водой в любых отношениях. В водных растворах – сильный электролит, при температуре – 41,6 0 С затвердевает. На практике применяется 65 % азотная кислота, она не дымит, в отличие от 100 % - ой.

IV Химические свойства

Учитель: Переходим к следующему этапу урока. Азотная кислота – сильный электролит. Следовательно, ей будут присущи все общие свойства кислот. С какими веществами реагируют кислоты?
Ученик: С индикаторами, с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, с солями более слабых и летучих кислот, с металлами.
Учитель: Перед вами общие свойства кислот.

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает презентацию об общих химических свойствах кислот (Приложение 4).

Учитель: Проведем экспериментальный этап урока. Ваша задача – провести химические реакции, подтверждающие химические свойства кислот, на примере азотной кислоты. Работать будете группами по 4 человека. На партах лежат инструкции к лабораторным опытам (Приложение 5). В тетрадях надо составить уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде.

Учитель: Переходим к специфическим химическим свойствам азотной кислоты. Следует отметить, что азотная кислота, и разбавленная, и концентрированная, при взаимодействии с металлами не выделяет водород, а может выделять различные соединения азота – от аммиака до оксида азота (IV).

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает презентацию о возможных продуктах восстановления азотной кислоты (Приложение 6).

Учитель: Посмотрим на схему. У каждого на столах лежат схемы восстановления азотной кислоты (разбавленной и концентрированной) металлами (Приложение 7).

1. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с медью. Собирание оксида азота (II) над водой.
2. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью. Получение оксида азота (IV).

На доске записывает уравнения реакций:

Учитель: На основе опытов можно сделать выводы:

Учитель: Пользуясь схемами восстановления концентрированной и разбавленной азотной кислоты металлами, а также учебником на стр. 127, перейдем к самостоятельной работе по вариантам (Приложение 8). Каждый выполняет свой вариант. Вам предложены карточки – задания. Время работы 5-7 минут.

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает правильные варианты ответов (Приложение 9). Учащиеся проверяют правильность выполнения задания.

V Получение азотной кислоты HNO 3

Ученик: (сообщение) В лаборатории азотную кислоту получают взаимодействием калийной или натриевой селитры с концентрированной серной кислотой при нагревании или без нагревания:

В промышленности азотную кислоту получают каталитическим окислением аммиака, синтезированного из азота воздуха:

Ученик показывает схему получения азотной кислоты (Приложение 10), а учащиеся записывают уравнения реакций в тетрадь.

VI Заключение

Учитель: На сегодняшнем уроке мы познакомились с составом и строением азотной кислоты. Повторили и закрепили общие свойства кислот на примере азотной кислоты, закрепили свои знания по теории ТЭД, теории строения атома и химической связи. Изучили специфические свойства азотной кислоты, а именно взаимодействие ее с металлами. Познакомились со способами получения азотной кислоты.

Д/з: § 33, упр. 4 на стр. 128 учебника;
задачи: 4 – 35, 4 – 41 задачник;
выучить конспект.

Список литературы

1. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. – М.: Вентана – Граф, 2004.
2. Энциклопедия для детей. Химия. – М.: Аванта, 2000.
3. Максименко О.О. Химия. Пособие для поступающих в вузы. – М.: Эксмо, 2003.
4. Полосин В.С., Прокопенко В.Г. Практикум по методике преподавания химии. Учебное пособие. – М.: Просвещение, 1989.
5. Мартыненко Б.В. Химия: Кислоты и основания. – М.: Просвещение, 2000.

Одноосновная сильная кислота, представляющая собой в стандартных условиях бесцветную жидкость, которая при хранении желтеет, может находиться в твердом состоянии, характеризующемся двумя кристаллическими модификациями (моноклинная или ромбическая решетки), при температурах ниже минус 41,6 оС. Это вещество с химической формулой — HNO3 — называется азотная кислота. Имеет молярную массу 63,0 г/моль, а ее плотность соответствует 1,51 г/см³. Температура кипения кислоты равняется 82,6 оС, процесс сопровождается разложением (частичным): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Раствор кислоты с массовой долей основного вещества, равной 68 % кипит при температуре 121 оС. чистого вещества соответствует 1,397. Кислота способна смешиваться с водой в любых соотношениях и, являясь сильным электролитом, почти полностью распадаться на ионы H+ и NO3-. Твердые формы — тригидрат и моногидрат имеют формулы: HNO3 . 3H2O и HNO3 . H2O соответственно.

Азотная кислота — коррозионно активное, токсическое вещество и сильный окислитель. Со средних веков известно такое название, как «сильная вода» (Aqua fortis). Алхимики, открывшие кислоту в 13 веке, дали такое название, убедившись в ее необычайных свойствах (разъедала все металлы, кроме золота), превосходящих в миллион раз силу уксусной кислоты, которую в те времена считали самой активной. Но еще через три столетия было установлено, что разъедать, даже золото, может смесь таких кислот, как азотная и соляная в объемном соотношении 1:3, которую по этой причине и назвали «царская водка». Появление желтого оттенка при хранении объясняется накоплением в ней окислов азота. В продаже кислота чаще бывает с концентрацией 68 %, а при содержании основного вещества более 89 % ее называют «дымящей».

Химические свойства азотной кислоты отличают ее от разбавленной серной или соляной кислот тем, что HNO3 более сильный окислитель, поэтому никогда не выделяется водород в реакциях с металлами. Благодаря окислительным свойствам она реагирует также с многими неметаллами. И в том, и другом случае всегда образуется диоксид азота NO2. В окислительно-восстановительных реакциях восстановление азота происходит до различной степени: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, что определяется концентрацией кислоты и активностью металла. В молекулах образующихся соединений содержится азот со степенью окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3 соответственно. Например, медь окисляется концентрированной кислотой до нитрата меди (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, а фосфор — до метафосфорной кислоты: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.

Иначе взаимодействует разбавленная азотная кислота с неметаллами. На примере реакции с фосфором: 3P + 5HNO3 +2H2O → 3H3PO4 + 5NO видно, что азот восстанавливается до двухвалентного состояния. В результате образуется монооксид азота, а фосфор окисляется до Концентрированная азотная кислота в смеси с соляной кислотой растворяет золото: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O и платину: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO +3H2 + 8H2O. В этих реакциях на начальном этапе соляная кислота окисляется азотной с выделением хлора, а затем металлы образуют комплексные хлориды.

Азотная кислота в промышленных масштабах получается тремя основными способами:

1. Первый — взаимодействием солей с серной кислотой: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Раньше это способ был единственным, но, с появлением других технологий, в настоящее время его используют в лабораторных условиях для получения дымящей кислоты.
2. Второй — это дуговой способ. При продувании воздуха через с температурой от 3000 до 3500 оС, часть азота воздуха реагирует с кислородом, при этом образуется монооксид азота: N2 + O2 → 2NO, который после охлаждения окисляется до диоксида азота (при высокой температуре монооксид с кислородом не взаимодействует): O2 + 2NO → 2NO2. Затем, практически, весь диоксид азота, при избытке кислорода, растворяется в воде: 2H2O +4NO2 + O2 → 4HNO3.
3. Третий — это аммиачный способ. Аммиак окисляется на платиновом катализаторе до монооксида азота: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Образовавшиеся нитрозные газы охлаждаются, и образуется диоксид азота, который поглощается водой. Этим способом получают кислоту с концентрацией от 60 до 62 %.

Азотная кислота в промышленности широко применяется для получения лекарств, красителей, азотных удобрений и солей азотной кислоты. Кроме того, она используется для растворения металлов (например, медь, свинец, серебро), которые не реагируют с другими кислотами. В ювелирном деле используется для определения золота в сплаве (это способ является основным).