Презентация к уроку химии "азотная кислота". Производство азотной кислоты. Нам необыкновенно повезло, что мы живем в век, когда еще можно делать открытия. Свойства азотной кислоты разбавленной и концентрированной презентация
Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com
Подписи к слайдам:
Получение азотной кислоты ПОДГОТОВИЛА: ученица 9 класса б гимназии №1 им. Ю.А.Гагарина Михальченко Ксения.
Физические свойства азотной кислоты Агрегатное состояние: жидкое Цвет: бесцветный Запах: резкий Плотность: 1,5 2 г/см 3 Не ограничено растворимая в воде Кипение: +82,6 °C с частичным разложением; Плавление: −41,59 °С
Химические свойства азотной кислоты HNO 3 - сильная одноосновная кислота Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения 4 HNO 3 4NO 2 + 2 H 2 O + O 2 При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении. Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя.
Важнейшие соединения 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: Нитраты – это соли азотной кислоты. Нитраты получают действием азотной кислоты HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200-600 °C), зачастую с разложением.
Нахождение в природе В природе в свободном состоянии не встречается, а всегда только в форме азотнокислых солей. Так, в виде азотнокислого аммония в воздухе и дождевой воде, особенно после гроз, затем в виде азотнокислого натра в чилийской или перуанской селитре и азотнокислых калия и кальция в верхних слоях пашни, на стенах конюшен, в низменностях Ганга и других рек Индии. * Сели́тра - тривиальное название для минералов, содержащих нитраты щелочных и щелочноземельных металлов.
Виртуальный эксперимент Внимание! Азотная кислота и её пары очень вредны, поэтому работать с ней следует очень аккуратно.
Получение азотной кислоты Различают производство слабой (разбавленной) азотной кислоты и производство концентрированной азотной кислоты. Процесс производства разбавленной азотной кислоты складывается из трех стадий: 1) конверсии аммиака с целью получения оксида азота 4NH 3 + 5О 2 → 4NO + 6Н 2 О 2) окисления оксида азота до диоксида азота 2NO + О 2 → 2NO 2 3) абсорбции оксидов азота водой 4NO 2 + О 2 + 2Н 2 О → 4HNO 3 Суммарная реакция образования азотной кислоты выражается NH 3 + 2О 2 → HNO 3 + Н 2 О
Применение азотной кислоты для получения: азотных удобрений; Лекарств Красителей Взрывчатых веществ Пластичных масс Искусственных волокон «Дымящая» азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива крайне редко в фотографии - разбавленная - подкисление некоторых тонирующих растворов; в станковой графике- для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише). в ювелирном деле - основной способ определения золота в золотом сплаве;
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
приложение к уроку «Азотная кислота: состав молекулы, физические и химические свойства". «Азотная кислота: состав молекулы, физические и хими- ческие свойства". Приложение к уроку "Азотная кислота:
Приложение к уроку, заполняемое учащимися в учебное портфолио....
1 слайд
Азотная кислота 1. Состав. Строение. Физические свойства 2. Классификация 3. Получение азотной кислоты 4. Химические свойства 5. Применение Тест Соли азотной кислоты
2 слайд
HNO3 Состав. Строение. Свойства. H O N O O - - степень окисления азота валентность азота +5 IV химическая связь ковалентная полярная Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде. tкип. = 83ºC.. При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет: 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O Азотная кислота ядовита.
3 слайд
4 слайд
5 слайд
Азотная кислота (HNO3) Классификация наличию кислорода: основности: растворимости в воде: летучести: степени электролитической диссоциации: кислородсодержащая одноосновная растворимая летучая сильная Азотная кислота по:
6 слайд
Получение азотной кислоты в промышленности NH3 NO NO2 HNO3 4NH3+ 5O2 = 4NO + 6H2O 2NO+O2 = 2NO2 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 1. Контактное окисление аммиака до оксида азота (II): 2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV): 3. Адсорбция (поглощение) оксида азота (IV) водой при избытке кислорода
7 слайд
В лаборатории азотную кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на нитраты при слабом нагревании. Составьте уравнение реакции получения азотной кислоты. NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3
8 слайд
Химические свойства азотной кислоты 1. Типичные свойства кислот 2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами 3. Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
9 слайд
Химические свойства азотной кислоты Азотная кислота проявляет все типичные свойства кислот. Перечислите свойства характерные для кислот. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, амфотерными гидроксидами, с солями. Составьте уравнения реакций азотной кислоты: 1 3 2 с оксидом меди (II), оксидом алюминия; c гидроксидом натрия, гидроксидом цинка; c карбонатом аммония, силикатом натрия. Рассмотрите реакции с т. зр. ТЭД. Дайте названия полученным веществам. Определите тип реакции. 3
10 слайд
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O 1 2H+ + 2NO3– + CuO = Cu2+ + 2NO3– + H2O 2H+ + CuO = Cu2+ + H2O 6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O 6H+ + 6NO3– + Al2O3 = 2Al3+ + 6NO3– + 3H2O 6H+ + Al2O3 = 2Al3+ + 3H2O HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O H+ + NO3– + Na+ + OH– = Na+ + NO3– + H2O H+ + OH– = H2O 2 2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O 2H+ + 2NO3– + Zn(OH)2 = Zn2+ +2NO3– + 2H2O 2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2H2O
11 слайд
3 2HNO3 + (NH4)2CO3 = 2NH4NO3 + CO2 + H2O 2H+ + 2NO3– + 2NH4+ + CO22– = 2NH4+ +2NO3– + CO2 + H2O 2H+ + CO22– = CO2 + H2O 2HNO3 + Na2SiO3 = ↓H2SiO3 + 2NaNO3 2H+ + 2NO3– + 2Na+ + SiO32– = ↓H2SiO3 + 2Na+ + 2NO3– 2H+ + SiO32– = ↓H2SiO3 Активные кислоты вытесняют слабые летучие или нерастворимые кислоты из растворов солей.
12 слайд
Взаимодействие азотной кислоты с металлами Как реагируют металлы с растворами кислот? Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из кислот. Металлы, стоящие после водорода из кислот его не вытесняют, т.е. не взаимодействуют с кислотами, не растворяются в них. Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами: 1. Ни один металл никогда не выделяет из азотной кислоты водород. Выделяются разнообразные соединения азота: N+4O2, N+2O, N2+1O, N20, N–3H3 (NH4NO3) 2. С азотной кислотой реагируют металлы, стоящие до и после водорода в ряду активности. 3. Азотная кислота не взаимодействует с Au, Pt 4. Концентрированная азотная кислота пассивирует металлы: Al, Fe, Be, Cr, Ni, Pb и другие (за счет образования плотной оксидной пленки). При нагревании и при разбавлении азотной кислоты данные металлы в ней растворяются. опыт опыт опыт N–3H4+ N20 N2+1O N+2O N+4O2 концентрация кислоты активность металлов
13 слайд
14 слайд
Составьте уравнение реакции взаимодействия концентрированной азотной кислоты с ртутью. Рассмотрите реакцию с т. зр. ОВР. 4HN+5O3 + Hg0 = Hg+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O N+5 + 1e → N+4 1 2 Hg0 – 2e → Hg+2 2 1 HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления; Hg0– восстановитель, процесс окисления.
15 слайд
Допишите схемы реакций: Рассмотрите превращения в свете ОВР 1) HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + … + H2O 2) HNO3(разб.) + Cu → Cu(NO3)2 + … + H2O 1) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+4O2 + H2O 2 2 N+5 + 1e → N+4 1 2 Cu0 – 2e → Cu+2 2 1 2) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+2O + H2O 3 3 4 2 8 N+5 + 3e → N+2 3 2 Cu0 – 2e → Cu+2 2 3 восстановление окисление восстановитель окислитель 4 восстановление окисление окислитель восстановитель
16 слайд
17 слайд
Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами Окисляет неметаллы до соответствующих кислот. Концентрированная (более 60%) азотная кислота восстанавливается до NO2 , а если концентрация кислоты (15 – 20%), то до NO. HNO3 + С → СO2 + H2O + NO2 N+5 + 1e → N+4 1 4 С0 – 4e → С+4 4 1 4 4 2 HNO3 + P → H3PO4 + NO2 + H2O N+5 + 1e → N+4 1 5 P0 – 5e → P+5 5 1 5 2 5 HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO N+5 + 3e → N+2 3 5 P0 – 5e → P+5 5 3 3 5 3 5 Азотная кислота как сильный окислитель Расставьте в схемах коэффициенты методом электронного баланса. HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления C – восстановитель, процесс окисления HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления P – восстановитель, процесс окисления HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления P – восстановитель, процесс окисления опыт опыт
18 слайд
19 слайд
20 слайд
Применение азотной кислоты 1 5 4 6 2 3 Производство азотных и комплексных удобрений. Производство взрывчатых веществ Производство красителей Производство лекарств Производство пленок, нитролаков, нитроэмалей Производство искусственных волокон 7 Как компонент нитрующей смеси, для траления металлов в металлургии
21 слайд
Соли азотной кислоты Как называются соли азотной кислоты? нитраты Нитраты K, Na, NH4+ называют селитрами Составьте формулы перечисленных солей. KNO3 NaNO3 NH4NO3 Нитраты – белые кристаллические вещества. Сильные электролиты, в растворах полностью диссоциируют на ионы. Вступают в реакции обмена. Каким способом можно определить нитрат-ион в растворе? К соли (содержащей нитрат-ион) добавляют серную кислоту и медь. Смесь слегка подогревают. Выделение бурого газа (NO2) указывает на наличие нитрат-иона.
23 слайд
Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210°С происходит полное разложение. Нитрат аммония
24 слайд
При нагревании нитраты разлагаются тем полнее, чем правее в электрохимическом ряду напряжений стоит металл, образующий соль. Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Sn Pb Cu Ag Hg Au нитрит + О2 оксид металла + NO2 + O2 Ме + NO2 + O2 Составьте уравнения реакций разложения нитрата натрия, нитрата свинца, нитрата серебра. 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
25 слайд
1. Степень окисления азота в азотной кислоте равна: А) +5; Б) +4; В) -3. А 2. При взаимодействии с какими веществами азотная кислота проявляет особые свойства, отличающие её от других кислот: А) основными оксидами; Б) металлами; В) основаниями. Б 3. В окислительно-восстановительной реакции азотная кислота может участвовать в качестве: А) окислителя; Б) восстановителя; В) окислителя и восстановителя. А 4. Какое из данных соединений азота называют чилийской селитрой: А) нитрат калия; Б) нитрат кальция; В) нитрат натрия; В 5. Запишите уравнение взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой. Коэффициент перед формулой кислоты равен: А) 2; Б) 4; В) 1. Б 6. Какое из перечисленных веществ не реагирует с разбавленной азотной кислотой: А) медь; Б) гидроксид натрия; В) бромид натрия. В 7. Азотную кислоту получают в три стадии, окисляя атом азота по следующей схеме: А) N–3 →N+2 →N+4 → N+5 Б) N–3 →N0 →N+4 → N+5 В) N0 →N+2 →N+4 → N+5 А
Сравнительная характеристика химических реакций, лежащих в основе производства азотной кислоты, и условия их протекания Уравнения химической реакции Признаки сравнения Условия протекания Обратимая и необратимая реакция Экзотермическая и эндотермическая реакция Гомогенная и гетерогенная tp
Процесс производства разбавленной азотной кислоты 1. конверсии аммиака с целью получения оксида азота 4NH 3 + 5О 2 4NO + 6Н 2 О 2. окисления оксида азота до диоксида азота 2NO + О 2 2NO 2 3. абсорбции оксидов азота водой при избытке кислорода 4NO 2 + О 2 + 2Н 2 О 4HNO 3
Производство азотной кислоты по схеме АК-72 положен замкнутый энерготехнологический цикл с двухступенчатой конверсией аммиака и охлаждением нитрозных газов под давлением 0,42 - 0,47 МПа абсорбцией оксидов азота при давлении 1,1 - 1,26 МПа продукция выпускается в виде 60%-ной HNO 3
Оптимальные условия окисления окиси азота (IV) 2NO + O 2 = 2NO ,92 ккал При понижении температуры и повышении давления газа равновесие реакции смещается вправо.
Перспективы развития азотно-кислотного производства Исключительное значение азотной кислоты для многих отраслей народного хозяйства и оборонной техники и большие объёмы производства обусловили интенсивную разработку эффективных и экономически выгодных направлений совершенствования азотно-кислотного производства.
Общие научные принципы Использование теплоты химических реакций Теплообмен, утилизация теплоты реакций Защита окружающей среды и человека Автоматизация вредных производств, герметизация аппаратов, утилизация отходов, нейтрализация выбросов в атмосферу Механизация и автоматизация производства Принцип непрерывности Механизация и автоматизация производства
Экологические проблемы азотно-кислотного производства Решения: - Применение соответствующих материалов для изготовления аппаратуры, коммуникаций, соединений, вентилей, задвижек, прокладок, сальников. - Тщательный монтаж аппаратуры, точная пригонка всех частей, герметичность соединений. - Защита всех керамиковых и в особенности стеклянных частей от механических повреждений. - При эксплуатации должен осуществляться тщательный надзор за неисправностью всех частей аппаратуры.
Производство азотной кислоты Азотная кислота является одной из важнейших минеральных кислот и по объему производства занимает второе место после серной кислоты. Она образует растворимые в воде соли (нитраты), обладает нитрующим и окисляющим действием по отношению органических соединений в концентрированном виде пассивирует черные металлы. Все это обусловило широкое использование азотной кислоты в народном хозяйстве и оборонной технике.
Оптимальные условия окисления оксида азота (II) в оксид азота (IV) При температурах ниже 1000С равновесие почти полностью сдвинуто в сторону образования оксида азота (IV). При повышении температуры оно сдвигается влево и выше С образования оксида азота (IV) практически не происходит. Так как нитрозные газы выходят из реактора при температуре около С, в них оксид азота практически отсутствует. Для превращения оксида азота (II) в оксид азота (IV) газы необходимо охладить ниже С.
Техника безопасности в центральной заводской лаборатории Общие требования: При получении новой (незнакомой) работы требовать от мастера дополнительного инструктажа по технике безопасности. При выполнении работы нужно быть внимательным, не отвлекаться посторонними делами и разговорами и не отвлекать других. В случае травмирования или недомогания прекратить работу, известить об этом мастера и обратиться в медпункт. Не ходить без надобности по другим цехам предприятия.
Полученная продукция Чистая азотная кислота – бесцветная дымящая жидкость с резким раздражающим запахом. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет. Такой цвет придает ей оксид азота (IV), который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты и растворяется в ней.
Пути увеличения выхода продукции Единственным путем получения больших выходов NO является увеличение скорости основной реакции по отношению к побочным. В соответствии с уравнением Аррениуса увеличение константы скорости можно добиться с помощью увеличения температуры или уменьшения энергии активации реакции.
Побочные продукты и способы их применения В лабораторном способе получения азотной кислоты побочным продуктом является гидросульфат натрия - NaHSO 4 Гидросульфат натрия - кислая соль натрия и серной кислоты с формулой NaHSO 4, бесцветные кристаллы. Образует кристаллогидрат NaHSO 4 H 2 O
Задание специалистам: Группа 1 Объём газа (н у), выделившегося при взаимодействии 10 л оксида азота (IV) с водой кислород в недостатки, равен ……. л. Запишите число с точностью до десятых. Группа 2 Объём газа, выделившегося при окислении оксида азота (II) объёмом 22 л до оксида азота (IV) при обычных условиях, равен ……. л. Запишите число с точностью до целых. Группа 3 Объём аммиака, вступившего в реакцию, в результате которой образовался оксид азота (II) объёмом 34 л, равен …….. л. Запишите число с точностью до целых.
Установи соответствие между стадиями получения азотной кислоты и соответствующими уравнениями стадии получения А) окисление аммиака Б) окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) В) окисление оксида азота (IV) уравнения 1) 2NO + О 2 = 2NО 2 + Q 2) 4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 O + Q 3) 4NО 2 + 2H 2 O + О 2 = 4HNО 3 4) 2NH 3 + 5О 2 = 2NО + 6H 2 O 5) 2NO + О 2 = 2NО 2 - Q А БВ
Сравнительная характеристика химических реакций, лежащих в основе производства азотной кислоты, и условия их протекания Уравнения химической реакции Признаки сравнения Условия протекания Обратимая и необратимая реакция Экзотермическая и эндотермическая реакция Гомогенная и гетерогенная tp 4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 Oнеобратимая+ Qгетерогенная С- 2NO+O 2 = 2NO 2 обратимая+ Qгомогенная-1 Мпа 4NO 2 +O 2 =4HNO 3 обратимая+ Qгетерогенная-5 Мпа
Рефлексивная карта Сегодня на уроке Я _______________________________(Ф.И.): - выдвигал идеи, гипотезы, версии - рассуждал - работал с текстом - решал проблемы - анализировал материал - обобщал, делал выводы - организовывал работу группы - представлял результат работы в группе Моя оценка: ________
«Жирные кислоты» - Просвет сосуда. TxA2. Физическое воздействие, Тромбин, TNFa, АФК, IL-1b. Арахидоновая кислота и другие полиеновые жирные кислоты как сигнальные молекулы. 3. 1. Липидомика и липидология. 5o. Построение системы. D 6 -десатурация. Ферменты, белки. n-6. С.Д. Варфоломеев, А.Т. Мевх, П.В. Вржещ и др.
«Азотная кислота» - 2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами. 2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O. Азотная кислота по: Азотная кислота (HNO3) Классификация. N20. Составьте уравнения реакций азотной кислоты: Валентность азота. Взаимодействие азотной кислоты с металлами. Рассмотрите превращения в свете ОВР. 1. Контактное окисление аммиака до оксида азота (II):
«Угольная кислота и её соли» - Правильные ответы: 1 вариант – 1, 2, 3, 4, 8, 10 2 вариант – 3, 5, 6, 7, 9, 10. Ввести в схему. О каком явлении идет речь? Очень ядовит Не горит и не поддерживает горения Используется в металлургии при выплавке чугуна Образуется при полном сгорании топлива В нем горит магний Типичный кислотный оксид.
«Производство серной кислоты» - Печь для обжига в «кипящем слое». Очистка от крупной пыли. Серная кислота сверху, оксид серы (VI) снизу. II стадия. H2SO4. I стадия: Обжиг пирита. 1. Горения 2. Экзотермическая 3. Гетерогенная 4. Некаталитическая 5. Необратимая 6. Окислительно-восстановительная. МОУ Навлинская СОШ №1 Учитель химии Кожемяко Г.С.
«Угольная кислота» - 14. t. 6. 7. 2NaOH. 11. Угольной кислоте соответствуют: 16. 8.
«Серная кислота урок» - Отрицательное воздействие на среду". Как можно распознать серную кислоту? Каковы физические свойства серной кислоты? Какие степени окисления характерны для атома серы? Цель урока: Какие индикаторы позволяют обнаружить кислоты? Девиз урока: Применение серной кислоты. Кислотный дождь. С какими металлами взаимодействует концентрированная серная кислота?
Физические и физико-химические свойства
Молекула имеет плоскую структуру (длины связей в нм):
азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5.
азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость,
концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет,
(высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:
4HNO3 == 4NO2 + 2H2O + O2 )
температура плавления -41,59°С,
кипения +82,6°С с частичным разложением.
растворимость азотной кислоты в воде неограничена. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. С водой образует азеотропную смесь.
Химические свойства
При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции.
4HNO3 == 4NO2 + 2H2O + O2 )
HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:
а) с основными и амфотерными оксидами:
CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
б) с основаниями:
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O
в) вытесняет слабые кислоты из их солей:
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2
При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
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.
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, HNO3 взаимодействует:
а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:
Концентрированная HNO3
Cu + 4HNO3(60%) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Разбавленная HNO3
3Cu + 8HNO3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Zn + 4HNO3(60%) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Zn + 8HNO3(30%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(20%) = 4Zn(NO3) 2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3) 2 + N2 + 6H2O д
4Zn + 10HNO3(3%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
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 NO2, N2O, N2 и NH4NO3.
Нитраты
HNO3 - сильная кислота. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 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:
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:
4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
г) нитрат аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O
Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты - сильные окислители, например:
Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O - при сплавлении твердых веществ.
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.
Производство азотной кислоты
Промышленное производство.
Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах до смеси оксидов азота, с дальнейшим поглощением их водой
Промышленный способ получения HNO3 состоит из следующих основных стадий:
1. окисления аммиaка в NO в присутствии платино-родиевого
катализатора:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2. окисления NO в NO2 на холоду под давлением (10 ат, 1 МПа):
2NO + O2 = 2NO2
3. поглощения NO2 водой в присутствии кислорода:
4NO2 + 2H2O + O2= 4HNO3
Массовая доля HNO3 в получаемом растворе составляет около 0,6.
Изредка применяемый дуговой способ получения азотной кислоты отличается только первой стадией, которая состоит в пропускании воздуха через пламя электрической дуги:
N2 + O2 = 2NO
Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:
Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:
4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) → Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3 + NO2 + 13H2O
Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:
KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) → KHSO4 + HNO3
Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.
- Это вещество было описано арабским химиком в VIII веке Джабиром ибн Хайяном (Гебер) в его труде «Ямщик мудрости», а с ХV века это вещество добывалось для производственных целей.
- Благодаря этому веществу русский учёный В.Ф. Петрушевский в 1866 году впервые получил динамит.
- Это вещество – прародитель большинства взрывчатых веществ (например, тротила, или тола).
- Это вещество является компонентом ракетного топлива, его использовали для двигателя первого в мире советского реактивного самолёта БИ – 1.
- Это вещество в смеси с соляной кислотой растворяет платину и золото, признанное «царём» металлов. Сама смесь, состоящая из 1-ого объёма этого вещества и 3-ёх объёмов соляной кислоты, называется «царской водкой».
Работа может использоваться для проведения уроков и докладов по предмету "Химия"
Готовые презентации по химии включают в себя слайды, которые учителя могут использовать на уроках химии для для изучения химических свойств веществ в интерактивной форме. Представленные презентации по химии помогут учителям в учебном процессе. На нашем сайте Вы можете скачать готовые презентации по химии для 7,8,9,10,11 класса.