El HNO 3 es un ácido fuerte. Sus sales - nitratos-- obtenido por la acción del HNO 3 sobre los metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos. Todos los nitratos son muy solubles en agua.
Las sales de ácido nítrico (nitratos) se descomponen irreversiblemente cuando se calientan, los productos de descomposición están determinados por el catión:
NH4NO3 = N2O + 2H2O
Los nitratos en soluciones acuosas prácticamente no presentan propiedades oxidantes, pero cuando alta temperatura en estado sólido, los nitratos son agentes oxidantes fuertes, por ejemplo:
Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - al fusionar sólidos.
Zinc Y aluminio en una solución alcalina, los nitratos se reducen a NH 3:
Sales de ácido nítrico -- nitratos-- ampliamente utilizado como fertilizantes. Además, casi todos los nitratos son muy solubles en agua, por lo que hay muy pocos en la naturaleza en forma de minerales; la excepción es chilena (sodio) salitre y salitre indio ( nitrato de potasio). La mayoría de los nitratos se obtienen artificialmente.
No reacciona con el ácido nítrico. vaso, fluoroplástico-4.
Información histórica
El método para obtener ácido nítrico diluido mediante destilación seca de salitre con alumbre y sulfato de cobre aparentemente se describió por primera vez en los tratados de Jabir (Geber en traducciones latinizadas) en el siglo VIII. Este método con ciertas modificaciones, la más significativa de las cuales fue la sustitución sulfato de cobre El hierro, se utilizó en la alquimia europea y árabe hasta el siglo XVII.
EN siglo XVII Glauber propuso un método para producir ácidos volátiles haciendo reaccionar sus sales con ácido sulfúrico concentrado, incluido el ácido nítrico de nitrato de potasio, lo que permitió introducir el ácido nítrico concentrado en la práctica química y estudiar sus propiedades. Método Glauber fue usado antes Siglo XX, y su única modificación significativa fue la sustitución del nitrato de potasio por nitrato de sodio (chileno) más barato.
En la época de M.V. Lomonosov, el ácido nítrico se llamaba vodka fuerte. Producción industrial, aplicación y efecto en el organismo.
Producción de ácido nítrico
El ácido nítrico es uno de los productos de mayor volumen. industria química.
Producción de ácido nítrico
El método moderno de producción se basa en la oxidación catalítica de materiales sintéticos. amoníaco en platino-rodio catalizadores(proceso Ostwald) a la mezcla óxidos nitrógeno(gases nitrosos), con su posterior absorción agua
Concentración La cantidad de ácido nítrico obtenido por este método varía según el diseño tecnológico del proceso del 45 al 58%. Los alquimistas fueron los primeros en obtener ácido nítrico calentando una mezcla de salitre y sulfato de hierro:
4KNO 3 + 2(FeSO4 · 7H 2 O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ número 2^ + 13H2O
El ácido nítrico puro fue obtenido por primera vez por Johann Rudolf Glauber tratando el nitrato con ácido sulfúrico concentrado:
KNO 3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO 4+HNO3^
Por destilación adicional, el llamado "de fumar Ácido nítrico", que prácticamente no contiene agua.
Con estados de oxidación +1, +2, +3, +4, +5.
Los óxidos N20 y N0 no forman sales (¿qué significa esto?), y los óxidos restantes son ácidos: N2O3 corresponde al ácido nitroso HN02 y N205 corresponde al ácido nítrico HNO3. El óxido de nitrógeno (IV) NO2, cuando se disuelve en agua, forma simultáneamente dos ácidos: HNO2 y HNO3.
Si se disuelve en agua en presencia de exceso de oxígeno, sólo se obtiene ácido nítrico.
4N02 + 02 + 2H20 = 4HNO3
El óxido de nitrógeno (IV) NO2 es un gas marrón muy venenoso. Se obtiene fácilmente mediante la oxidación del óxido nítrico (N) incoloro y que no forma sales con el oxígeno atmosférico:
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1. Escribe correctamente la fórmula empírica de este compuesto.
2. Teniendo en cuenta que cualquier sal puede representarse como producto de la neutralización del ácido y la base correspondientes, las fórmulas del ácido y la base que forman esta sal deben representarse por separado.
Por ejemplo:
Ca(HSO 4) 2 - el hidrogenosulfato de calcio se puede obtener mediante la neutralización incompleta del ácido sulfúrico H 2 SO 4 con hidróxido de calcio Ca(OH) 2.
3. Determine cuántas moléculas de ácido y base se requieren para obtener una molécula de esta sal.
Por ejemplo:
Para obtener una molécula de Ca(HSO 4) 2, se requieren una molécula de base (un átomo de calcio) y dos moléculas de ácido (dos residuos ácidos HSO 4 1).
Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O.
A continuación, conviene construir imágenes gráficas de las fórmulas del número establecido de moléculas de base y ácido y, eliminando mentalmente los aniones hidroxilo de la base y los cationes de hidrógeno del ácido que participan en la reacción de neutralización y forman agua, obtener un gráfico. imagen de la fórmula de la sal:
O - H H - O O O O
California 
+ → Ca + 2 H - O - H
O - H H - O O O O
H- O O H- O O
las sales son solidas sustancias cristalinas. Según su solubilidad en agua se pueden dividir en:
1) altamente soluble,
2) ligeramente soluble,
3) prácticamente insoluble.
La mayoría de las sales nítricas y ácido acético, así como sales de potasio, sodio y amonio, solubles en agua.
Las sales tienen amplia gama temperaturas de fusión y descomposición térmica.
Las propiedades químicas de las sales caracterizan su relación con metales, álcalis, ácidos y sales.
1. Las sales en soluciones interactúan con metales más activos.
Un metal más activo reemplaza a un metal menos activo en la sal (ver Tabla 9 del Apéndice).
Por ejemplo:
Рb(NO 3) 2 + Zn = Рb + Zn(NO 3) 2,
Hg(NO 3) 2 + Cu = Hg + Cu(NO 3) 2.
2. Las soluciones salinas reaccionan con los álcalis., en este caso se obtiene una nueva base y sal nueva.
Por ejemplo:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K 2 SO 4,
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl.
3. Las sales reaccionan con soluciones de ácidos más fuertes o menos volátiles, esto produce una nueva sal y un nuevo ácido.
Por ejemplo:
a) como resultado de la reacción, se forma un ácido más débil o un ácido más volátil:
Na 2 S + 2HC1 = 2NaCl + H 2 S
b) las reacciones de sales de ácidos fuertes con ácidos más débiles también son posibles si la reacción da como resultado la formación de una sal ligeramente soluble:
СuSO 4 + Н 2 S = СuS + H 2 SO 4 .
4. Las sales en soluciones entran en reacciones de intercambio con otras sales., esto produce dos nuevas sales.
Por ejemplo:
NaС1 + AgNO 3 = AgCl + NaNO 3,
CaCI 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,
CuSO 4 + Na 2 S = CuS+ Na 2 SO 4.
Debe recordarse que las reacciones de intercambio avanzan casi hasta su finalización si uno de los productos de reacción se libera de la esfera de reacción en forma de precipitado, gas o si durante la reacción se forma agua u otro electrolito débil.
Óxidos. El nitrógeno forma cinco óxidos con estados de oxidación +1, +2, +3, +4, +5.
Los óxidos N 2 O y NO no forman sales (¿qué significa esto?), y los óxidos restantes son ácidos: corresponde al ácido nitroso, a - ácido nítrico. El óxido de nitrógeno (IV), cuando se disuelve en agua, forma simultáneamente dos ácidos: HNO 2 y HNO 3:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
Si se disuelve en agua en presencia de exceso de oxígeno se obtiene únicamente ácido nítrico:
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3.
El óxido de nitrógeno (IV) NO 2 es un gas marrón muy venenoso. Se obtiene fácilmente mediante la oxidación de óxido de nitrógeno (II) incoloro y que no forma sales con oxígeno del aire:
2NO + O 2 = 2NO 2.
Ácido nítrico HNO 3. Es un líquido incoloro que “humea” en el aire. Cuando se almacena a la luz, el ácido nítrico concentrado se vuelve amarillo, ya que se descompone parcialmente para formar el gas marrón NO 2:
4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.
El ácido nítrico exhibe todas las propiedades típicas de los ácidos fuertes: interactúa con óxidos e hidróxidos metálicos, con sales (formule las ecuaciones de reacción apropiadas).
Experimento de laboratorio nº 32.
Propiedades del ácido nítrico diluido.
Realizar experimentos para demostrar que el ácido nítrico presenta las propiedades típicas de los ácidos.
|
El ácido nítrico se comporta de manera especial con los metales: ninguno de los metales desplaza el hidrógeno del ácido nítrico, independientemente de su concentración (para el ácido sulfúrico, este comportamiento es característico solo en su estado concentrado). Esto se explica por el hecho de que el HNO 3 es un agente oxidante fuerte; en él, el nitrógeno tiene un estado de oxidación máximo de +5. Es esto lo que se restaurará al interactuar con los metales.
El producto de reducción depende de la posición del metal en la serie de tensiones, de la concentración de ácido y de las condiciones de reacción. Por ejemplo, al reaccionar con cobre, el ácido nítrico concentrado se reduce a óxido nítrico (IV):
Experimento de laboratorio nº 33.
Reacción del ácido nítrico concentrado con cobre.
| Vierta con cuidado 1 ml de ácido nítrico concentrado en el tubo de ensayo. Con la punta de un tubo de vidrio, tome un poco de polvo de cobre y viértalo en un tubo de ensayo con ácido. (Si no hay polvo de cobre en su oficina, puede usar un pequeño trozo de alambre de cobre muy delgado, que primero debe enrollarse hasta formar una bola). ¿Qué observa? ¿Por qué la reacción ocurre sin calentamiento? ¿Por qué este experimento no requiere el uso de una campana extractora? Si el área de contacto entre el cobre y el ácido nítrico es menor que la opción experimental propuesta, ¿qué condiciones se deben observar? Después del experimento, coloque inmediatamente los tubos de ensayo con su contenido en una campana extractora. Escriba la ecuación de reacción y considere los procesos redox. |
El hierro y el aluminio, cuando se exponen a HNO 2 concentrado, quedan cubiertos con una película de óxido duradera que protege el metal de una mayor oxidación, es decir, el ácido pasiva los metales. Por tanto, el ácido nítrico, al igual que el ácido sulfúrico, puede transportarse en tanques de acero y aluminio.
El ácido nítrico oxida muchas sustancias orgánicas y decolora los tintes. Esto suele liberar mucho calor y la sustancia se enciende. Entonces, si se agrega una gota de trementina al ácido nítrico, se produce un destello brillante y se enciende una astilla humeante en el ácido nítrico (Fig. 135).
Arroz. 135.
Quemar una astilla en ácido nítrico
El ácido nítrico se utiliza ampliamente en la industria química para la producción. fertilizantes nitrogenados, plásticos, fibras artificiales, tintes y barnices orgánicos, medicinales y explosivos (Fig. 136).
Arroz. 136.
El ácido nítrico se utiliza para producir:
1 - fertilizantes; 2 - plásticos; 3 - medicamentos; 4 - barnices; 5 - fibras artificiales; 6 - explosivos
Sales de ácido nítrico: los nitratos se obtienen por la acción del ácido sobre los metales, sus óxidos e hidróxidos. Los nitratos de sodio, potasio, calcio y amonio se denominan nitratos: NaNO 3 - nitrato de sodio, KNO 3 - nitrato de potasio, Ca(NO 3) 2 - nitrato de calcio, NH 4 NO 3 - nitrato de amonio. El nitrato se utiliza como fertilizante nitrogenado.
El nitrato de potasio también se utiliza en la fabricación de pólvora negra y de nitrato de amonio, como ya saben, están preparando el amonal explosivo. El nitrato de plata, o lapislázuli, AgNO 3 se utiliza en medicina como agente cauterizante.
Casi todos los nitratos son muy solubles en agua. Al calentarse se descomponen liberando oxígeno, por ejemplo:
El ácido nitroso existe en solución o en fase gaseosa. Es inestable y, cuando se calienta, se desintegra en vapores:
2HNO2 “NO+NO2 +H2O
Las soluciones acuosas de este ácido se descomponen cuando se calientan:
3HNO 2 “HNO 3 +H 2 O+2NO
Esta reacción es, por tanto, reversible, aunque la disolución del NO 2 va acompañada de la formación de dos ácidos: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
Prácticamente, al hacer reaccionar NO 2 con agua se obtiene HNO 3:
3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO
En términos de propiedades ácidas, el ácido nitroso es sólo un poco más fuerte que el ácido acético. Sus sales se llaman nitritos y, a diferencia del propio ácido, son estables. A partir de soluciones de sus sales se puede obtener una solución de HNO 2 agregando ácido sulfúrico:
Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯
A partir de los datos sobre sus compuestos, se sugieren dos tipos de estructura del ácido nitroso:
que corresponden a nitritos y compuestos nitro. nitritos metales activos tienen una estructura de tipo I y los metales poco activos tienen una estructura de tipo II. Casi todas las sales de este ácido son muy solubles, pero el nitrito de plata es el más difícil. Todas las sales de ácido nitroso son venenosas. Para la tecnología química, son importantes el KNO 2 y el NaNO 2, que son necesarios para la producción de tintes orgánicos. Ambas sales se obtienen a partir de óxidos de nitrógeno:
NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +H 2 O o al calentar sus nitratos:
KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO
El Pb es necesario para unir el oxígeno liberado.
De las propiedades químicas del HNO 2, las propiedades oxidativas son más pronunciadas, mientras que él mismo se reduce a NO:
Sin embargo, se pueden dar muchos ejemplos de tales reacciones en las que el ácido nitroso exhibe propiedades restauradoras:
La presencia de ácido nitroso y sus sales en una solución se puede determinar agregando una solución de yoduro de potasio y almidón. El ion nitrito oxida el anión yodo. Esta reacción requiere la presencia de H +, es decir. ocurre en un ambiente ácido.
Ácido nítrico
En condiciones de laboratorio, el ácido nítrico se puede obtener mediante la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre los nitratos:
NaNO 3 +H 2 SO 4(k) =NaHSO 4 +HNO 3 La reacción se produce con bajo calentamiento.
La producción de ácido nítrico a escala industrial se realiza mediante la oxidación catalítica de amoniaco con oxígeno atmosférico:
1. Primero, se pasa una mezcla de amoniaco y aire sobre un catalizador de platino a 800°C. El amoníaco se oxida a óxido nítrico (II):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2. Al enfriarse, se produce una mayor oxidación del NO a NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2
3. El óxido de nitrógeno (IV) resultante se disuelve en agua en presencia de exceso de O 2 para formar HNO 3: 4NO 2 +2H 2 O+O 2 =4HNO 3
Los productos de partida (amoníaco y aire) se limpian a fondo de impurezas nocivas que envenenan el catalizador (sulfuro de hidrógeno, polvo, aceites, etc.).
El ácido resultante se diluye (40-60% de ácido). El ácido nítrico concentrado (al 96-98%) se obtiene destilando ácido diluido en una mezcla con ácido sulfúrico concentrado. En este caso, sólo se evapora el ácido nítrico.
El ácido nítrico es un líquido incoloro con un olor acre. Muy higroscópico, “humo” en el aire, porque sus vapores con la humedad del aire forman gotas de niebla. Se mezcla con agua en cualquier proporción. A -41,6°C pasa a un estado cristalino. Hierve a 82,6°C.
En HNO 3, la valencia del nitrógeno es 4, el estado de oxidación es +5. La fórmula estructural del ácido nítrico se representa de la siguiente manera:
Ambos átomos de oxígeno, asociados únicamente con el nitrógeno, son equivalentes: están a la misma distancia del átomo de nitrógeno y cada uno lleva la mitad de la carga de un electrón, es decir, la cuarta parte del nitrógeno se divide en partes iguales entre dos átomos de oxígeno.
La estructura electrónica del ácido nítrico se puede deducir de la siguiente manera:
1. Un átomo de hidrógeno se une a un átomo de oxígeno mediante un enlace covalente:
2. Debido al electrón desapareado, el átomo de oxígeno forma un enlace covalente con el átomo de nitrógeno:
3. Dos electrones desapareados del átomo de nitrógeno forman un enlace covalente con el segundo átomo de oxígeno:
4. El tercer átomo de oxígeno, cuando se excita, forma un libre. 2p- orbital por apareamiento de electrones. La interacción de un par libre de nitrógeno con un orbital vacante del tercer átomo de oxígeno conduce a la formación de una molécula de ácido nítrico:
Propiedades químicas
1. El ácido nítrico diluido presenta todas las propiedades de los ácidos. Pertenece a los ácidos fuertes. Se disocia en soluciones acuosas:
HNO 3 “Н + +NO - 3 Se descompone parcialmente bajo la influencia del calor y la luz:
4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 Por lo tanto, guárdelo en un lugar fresco y oscuro.
2. El ácido nítrico se caracteriza exclusivamente por propiedades oxidantes. El más importante Propiedad quimica es la interacción con casi todos los metales. El hidrógeno nunca se libera. La reducción del ácido nítrico depende de su concentración y de la naturaleza del agente reductor. El grado de oxidación del nitrógeno en los productos de reducción oscila entre +4 y -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
Los productos de reducción de la interacción del ácido nítrico de diferentes concentraciones con metales de diferente actividad se muestran en el siguiente diagrama.
El ácido nítrico concentrado a temperaturas normales no interactúa con el aluminio, el cromo y el hierro. Los pone en un estado pasivo. Se forma una película de óxidos en la superficie, que es impermeable al ácido concentrado.
3. El ácido nítrico no reacciona con Pt, Rh, Ir, Ta, Au. El platino y el oro se disuelven en "vodka real", una mezcla de 3 volúmenes de concentrado de ácido clorhídrico y 1 volumen de ácido nítrico concentrado:
Au+HNO 3 +3HCl= AuCl 3 +NO+2H 2 O HCl+AuCl 3 =H
3Pt+4HNO3 +12HCl=3PtCl4 +4NO+8H2O 2HCl+PtCl4 =H2
El efecto del “vodka regia” es que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico para liberar cloro:
HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 El cloro liberado se combina con los metales.
4. Los no metales se oxidan con ácido nítrico a los ácidos correspondientes y, según la concentración, se reducen a NO o NO 2:
S+bHNO 3(conc) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(conc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3(conc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H 2 O 3P+5HNO 3(p asb) +2H 2 O= 3H 3 PO 4 +5NO
5. También interactúa con compuestos orgánicos.
Las sales del ácido nítrico se llaman nitratos y son sustancias cristalinas muy solubles en agua. Se obtienen por la acción del HNO 3 sobre los metales, sus óxidos e hidróxidos. Los nitratos de potasio, sodio, amonio y calcio se llaman nitratos. El nitrato se utiliza principalmente como fertilizantes minerales nitrogenados. Además, el KNO 3 se utiliza para preparar pólvora negra (una mezcla de 75% KNO 3, 15% C y 10% S). El amonal explosivo se elabora a partir de NH 4 NO 3, polvo de aluminio y trinitrotolueno.
Las sales de ácido nítrico se descomponen cuando se calientan y los productos de descomposición dependen de la posición del metal que forma la sal en la serie de potenciales de electrodo estándar:
Descomposición por calentamiento (termólisis) - propiedad importante sales de ácido nítrico.
2KNO 3 =2KNO 2 +O 2
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO+NO 2 +O 2
Las sales de metales ubicadas en la serie a la izquierda del Mg forman nitritos y oxígeno, de Mg a Cu - óxido metálico, NO 2 y oxígeno, después de Cu - metal libre, NO 2 y oxígeno.
Solicitud
El ácido nítrico es el producto más importante de la industria química. Grandes cantidades se gastan en la preparación de fertilizantes nitrogenados, explosivos, tintes, plásticos, fibras artificiales y otros materiales. De fumar
El ácido nítrico se utiliza en la tecnología de cohetes como oxidante del combustible para cohetes.
