Производство азотной кислоты. Нам необыкновенно повезло, что мы живем в век, когда еще можно делать открытия. Презентация к уроку химии "азотная кислота" составить уравнения окислительно-восстановительных

03.09.2024

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Азотная кислота. Соли азотной кислоты. Получение и применение азотной кислоты Урок 43

Азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость с резким запахом. Формула: HNO 3 Техническая концентрированная HNO 3 Структурная формула: Валентность азота: IV Степень окисления: +5

Получение азотной кислоты а) В промышленности: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O Pt- Rh t 0 C 2NO + O 2 = 2NO 2 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 ⇄ 4HNO 3 б) В лаборатории: NaNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) = HNO 3 + NaHSO 4 t 0 C

Промышленная схема получения азотной кислоты

Химические свойства азотной кислоты 1. Сильная одноосновная кислота HNO 3 → H + + NO 3 - 2 . Сильный окислитель CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O 4 HNO 3 (разб.) + 3 Ag = 3 AgNO 3 + NO + 2 H 2 O 4 HNO 3 (конц.) + C = CO 2 + 4NO 2 +2H 2 O 6HNO 3 (конц.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 +2H 2 O 5HNO 3 (конц.) + P = H 3 PO 4 + 5NO 2 +H 2 O t 0 C t 0 C t 0 C

H 2 S + 8HNO 3 = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O FeS + 12HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + 9NO 2 + 5H 2 O 6HI + 2HNO 3 = 3I 2 + 2NO + 4H 2 O «Царская водка» Смесь конц. HNO 3 и HCl (1:3) по объёму Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O 3. Вытесняет слабые кислоты из солей 2HNO 3 + Na 2 CO 3 = CO 2 + 2NaNO 3 + H 2 O 2HNO 3 + Na 2 SiO 3 = H 2 SiO 3 + 2NaNO 3 4. Разложение при нагревании 4HNO 3 ⇄ 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 t 0 C

4. Взаимодействие металлов с HNO 3 Практически никогда не выделяется Н 2 !!! При нагревании взаимодействуют все металлы, кроме Pt, Au. HNO 3 (конц.) пассивирует Al, Fe, Be, Cr, Mn (t комн.). Восстанавливается N (продукт зависит от концентрации кислоты и активности металла). Hg + 4HNO 3 (конц.) = Hg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O 5Zn + 12HNO 3 (разб.) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O 8Al + 30HNO 3 (оч. разб.) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O 8Na + 10HNO 3 (конц.) = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

Нитраты - соли азотной кислоты. 1. Разлагаются при нагревании M(NO 3) y MNO 2 + O 2 t 0 C M x O y + NO 2 + O 2 M + NO 2 + O 2 Na, K , частично Li и ЩЗМ , Li , ЩЗМ М после С u NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O t 0 C

2 . Сильные окислители (твёрдые, при t) NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO 2 KNO 3 + 3C + S = K 2 S + CO 2 + N 2 Fe 2 O 3 + 6KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KNO 2 + 2H 2 O t 0 C t 0 C t 0 C 3 . Слабые окислители в растворах 8 Al +3KNO 3 + 5KOH +18H 2 O = 8K + 3NH 3 феррат калия

Повышение степени окисления металлов при разложении нитратов 4Fe(NO 3) 2 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 4 Fe 4 Fe 2O O 2 8 N 8 N +2 +3 +5 +4 -2 0 + 8 e - - 4 e - - 4 e - 8 8 8 1 1 t 0 C Sn (NO 3) 2 SnO 2 + 2NO 2 t 0 C

Задания 1. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса HNO 3 (конц.) + Sn → H 2 SnO 3 + NO 2 + H 2 O HNO 3 (конц.) + K → KNO 3 + N 2 O + H 2 O HNO 3 (разб.) + PH 3 → H 3 PO 4 + NO + H 2 O 2 . Решите задачу Вычислите массовую долю азотной кислоты, если при взаимодействии 350 г её раствора с медью выделилось 9 л (н.у.) оксида азота (II).

Домашнее задание §31, задание в презентации

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Урок химии в 10 классе Получение и применение карбоновых кислот

Урок в 10 классе по теме "Получение и применение карбоновых кислот". Материал излагается с сопровождением презентации. Учащимися подготовлены сообщения в виде презентаций по наиболее распространенным...

Урок имеет ярко выраженную практическую направленность. Учащиеся проводят химический эксперимент, изучают свойства нитратов и раскрывают их практическое значение для расений и человека....

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.

Азотная кислота.

Выполнила: учитель химии и биологии

Муравьева Нина Ивановна

Оксиды азота
Строение молекулы азотной кислоты.
Получение азотной кислоты
Физические свойства.
Свойства нитратов.
Лабораторный эксперимент
Применение азотной кислоты и нитратов

Оксиды азота

Таблица

Сопоставление оксидов азота, кислот и солей

Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?

Строение молекулы азотной кислоты.

Структурная формула азотной кислоты

Получение азотной кислоты

В лаборатории NaNO 3 (ТВ.) +H 2 SO 4 (КОНЦ) →NaHSO 4 + HNO 3

В промышлености

4NH 3 + 5O 2 →4NO + 6H 2 O + Q

2NO + O 2 → 2NO 2 (при охлаждении)

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3 + Q

Получение азотной кислоты окислением аммиака кислородом воздуха.

Аммиачно-воздушная смесь

Схема получения азотной кислоты в промышленности

2 NO2+O2 →2NO2

3NO2+H2O →2HNO 3 +NO

катализатор

Контактный аппарат

Окислительная башня

Поглотительная башня

Контактный аппарат

Аммиачно-воздушная

Катализатор

Нитрозные газы

Физические свойства

Чистая азотная кислота - бесцветная дымящаяся жидкость с резким раздражающим запахом Концентрированная азотная кислота обычно окрашен в желтый цвет. Такой цвет придает ей оксид азота (IV), который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты и растворяется в ней.

Азотная кислота является сильным окислителем, концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной, а фосфор - до фосфорной кислот, некоторые органические соединения (например амины и гидразины,скипидар)самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Свойства нитратов

Me находится левее Mg

МеNО 2 + О 2 ↓

Me находится между Mg и Сu

МеО + NO 2 + О 2

Me находятся правее Сu

Ме + NO 2 + О 2

В пробирку с концентрированной азотной кислотой осторожно добавляйте несколько тонких кусочков медной проволоки. Реакция идёт без нагревания, учащиеся наблюдают изменение цвета раствора и выделение красно-бурого газа NO2

Проверь себя

Cu + HNO 3 (КОНЦ.) = Сu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O

В пробирку с разбавленной азотной кислотой осторожно добавляйте несколько тонких кусочков медной проволоки. Реакция идёт при нагревании. Наблюдайте изменение цвета раствора и выделение бесцветного газа NO
Составьте уравнение происходящей реакции

Проверьте себя

Cu + HNO3 (разб.) = Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu 0 – 2e = Cu +1 3 восстановитель окисляется

N +5 + 3e = N +2 2 окислитель восстанавливается

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Применение азотной кислоты и нитратов

ЛЕКАРСТВА

КРАСИТЕЛИ

КОЛЛОДИЙ

ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА

ФОТОПЛЕН-КИ

ЦАРСКАЯ ВОДКА

МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ

Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?
С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?
Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?

Урок химии в 9 классе. «Окислительные свойства азотной кислоты». Цель урока: Познакомиться с особыми свойствами азотной кислоты как окислителя. Задачи: обучающие: рассмотреть окислительные свойства азотной кислоты, отметить ее особенности взаимодействия с металлами и неметаллами. Уравнивать окислительно-восстановительные реакции с участием азотной кислоты методом электронного баланса; развивающие: продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, анализировать и сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету; воспитательные: формировать научное мировоззрение учащихся; научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, вести беседу. Тип урока: изучение новой темы

Скачать:

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Окислительные свойства азотной кислоты Учитель химии 1 квалификационной категории МБОУСОШ №4 г. Советский ХМАО-Югра Казанцева А. Г.

Цель урока: Рассмотреть окислительные свойства азотной кислоты, отметить ее особенности взаимодействия с металлами и неметаллами. Уравнивать окислительно -восстановительные реакции с участием азотной кислоты методом электронного баланса.

Составьте уравнения реакций азотной кислоты: 1 вариант с оксидом меди (II), c гидроксидом натрия 2вариант гидроксидом цинка; силикатом натрия Актуализация знаний Рассмотрите реакции с точки зрения ТЭД.

Взаимопроверка 1 вариант 2 вариант 2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O 2H + + 2NO 3 – + Zn(OH) 2 = Zn 2+ +2NO 3 – + + 2H 2 O 2H + + Zn(OH) 2 = Zn 2+ + 2H 2 O 2HNO 3 + Na 2 SiO 3 = ↓ H 2 SiO 3 + 2NaNO 3 2H + + 2NO 3 – + 2Na + + SiO 3 2 – = ↓ H 2 SiO 3 + + 2Na + + 2NO 3 – 2H + + SiO 3 2 – = ↓ H 2 SiO 3 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O 2H + + 2NO 3 – + CuO = Cu 2+ + 2NO 3 – + H 2 O 2H + + CuO = Cu 2+ + H 2 O HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O H + + NO 3 – + Na + + OH – = Na + + NO 3 – + H 2 O H + + OH – = H 2 O

Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота-один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Концентрированная (более 60%) азотная кислота восстанавливается при этом до NO 2 , а если концентрация кислоты (15 – 20%), то до NO.

HNO 3 + С → С O 2 + H 2 O + NO 2 N +5 + 1e → N +4 1 С 0 – 4 e → С + 4 4 HNO 3 + P → H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O N +5 + 1e → N +4 P 0 – 5e → P +5 5 Запишем уравнение реакции и расставим коэффициенты методом электронного баланса. HNO 3 (за счет N +5) – окислитель, пр. восстановления C – восстановитель, процесс окисления HNO 3 (за счет N +5) – окислитель, пр. восстановления P – восстановитель, процесс окисления Посмотрим опыт 1 Взаимодействие азотной кислоты с углеродом Посмотрим опыт 2 Взаимодействие азотной кислоты с фосфором Запишем уравнение реакции и расставим коэффициенты методом электронного баланса. 4 4 1 4 2 4 1 5 5 1 5 5

Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами, в том числе стоящими в ряду активности после Н. Глубина восстановления азота в таких реакциях зависит от концентрации кислоты, от активности металла, от температуры. Понижение температуры способствует более глубокому восстановлению азота. Водород в реакциях кислоты с металлами не выделяется потому, что азотная кислота проявляет свои окислительные свойства не за счет Н + , а за счет N +5 . Концентрированная холодная 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

Активные металлы Li Na ……. Zn Металлы средней активности Cr ……….. Sn Металлы малоактивные и неактивные Pb …........... Ag Благородные металлы Au Pt Os Ir Конц HNO 3 Раз HNO 3 очень раз HNO 3 Конц HNO 3 Раз HNO 3 очень Раз HNO 3 Конц HNO 3 Раз HNO 3 Раств. только в царской водке-смеси 3об. HCl B 1 об. HNO 3 NO NO 2 N 2 O или N 2 , NO 2 NH3 NH 4 NO 3 Не реагируют NO 2 , NO,N 2 ONH 3 NO 2 , NO, N 2 O, NH 3 NO 2 NO концентрированная HNO3 >60% разбавленная HNO 3 = 30-60% очень разбавленная HNO 3

1) HN +5 O 3 (конц.) + Cu 0 = Cu +2 (NO 3) 2 + N +4 O 2 + H 2 O 2 2 N +5 + 1e → N +4 Cu 0 – 2e → Cu +2 2) HN +5 O 3 (разб.) + Cu 0 = Cu +2 (NO 3) 2 + N +2 O + H 2 O 3 3 4 2 8 N +5 + 3e → N +2 Cu 0 – 2e → Cu +2 окислитель (процесс восстановления) Восстановитель (процесс окисления) 4 Посмотрим опыт 3 «Взаимодействие азотной кислоты с некоторыми металлами» Запишем уравнения этих реакций. 1 2 2 2 1 3 2 6 2 3 окислитель (процесс восстановления) востановитель (процесс окисления)

1) HN +5 O 3 (конц.) + Zn 0 = Zn +2 (NO 3) 2 + N +4 O 2 + H 2 O 2 2 N +5 + 1e → N +4 2) HN +5 O 3 (разб.) + Zn 0 = Zn +2 (NO 3) 2 + N -3 H 3 + H 2 O 4 4 3 9 N +5 + 3e → N +2 окислитель (процесс восстановления) восстановитель (процесс окисления) 4 окислитель (процесс восстановления) восстановитель (процесс окисления) Zn 0 – 2e → Zn +2 1 2 2 2 1 Zn 0 – 2e → Zn +2 3 2 6 2 3

Азотная кислота окисляет многие органические вещества. При попадании ее на кожу на ней появляются ожоги, а в легком случае - желтые пятна. Поэтому не следует допускать попадания кислоты на кожу или одежду, так как ткани тоже разрушаются под ее действием. Вдыхание паров азотной кислоты приводит к отравлению.

Закрепление изученного материала Взаимодействие азотной кислоты с металлами Работа с тренажером

Домашнее задание § 19 (с. 54-56), упр. 4,5,7 (с. 59). Составить и уравнять при помощи электронного баланса 3 реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами

Молодцы! Спасибо за работу

Литература: Химия 9 класс, Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г, изд. Просвещение 20012 г Окислительно – восстановительные реакции. Хомченко Г. П, Севастьянова К.И изд. Просвещение 2012 г А.Г. Кульман. Общая химия, Москва-1989. Интернет ресурсы: http://school-collection.edu.ru http://fcior.edu.ru

Подписи к слайдам:

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».

НЕМНОГО ИСТОРИИ Монах-алхимик Бонавентура в 1270 году в поисках универсального растворителя «алкагеста» решил нагреть смесь железного купороса с селитрой. Сосуд, в котором была смесь, вскоре наполнился красно-бурым «дымом». Монах в изумлении застыл, затем убрал огонь и увидел, как в колбу-приемник стала капать желтоватая жидкость. Она действовала на все металлы, даже на серебро и ртуть. Алхимики думали, что сидящий в жидкости рыжий дым является демоном, управляющим одной из стихий природы – водой. Поэтому желтоватую жидкость называли «крепкой водой» или «крепкой водкой». Это название сохранилось до времен М. В. Ломоносова. Как сейчас называют это вещество?

2 FeSO 4 · 7Н 2 О + 4 КNO 3 = Fe 2 О 3 + 2 К 2 SO 4 + 2НNO 3 +13Н 2 О + 2NO 2

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO 3 – азотная кислота Физические свойства 1. Молярная масса 63,016 г/моль 2. Бесцветная жидкость с резким запахом, «дымит» на воздухе, Т кип. = 86 3. Хорошо растворима в воде (сильная одноосновная кислота) 4. Молекула имеет плоскую структуру 5. Валентность (N)=IV 6. Степень окисления (N)=+5

Химические свойства Общие с другими кислотами Специфические

1) Изменяет цвет индикаторов (диссоциация) HNO 3  2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами CuO+2HNO 3  3) Взаимодействие с основаниями и аммиаком KOH+HNO 3  NH 3 +HNO 3  4) Взаимодействие с солями Na 2 CO 3 +2HNO 3  Общие с другими кислотами

Специфические свойства – взаимодействие с металлами ЗАПОМНИ! При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации с металлами водород никогда не выделяется. Продукты зависят от металла и концентрации кислоты.

Разбавленная

Концентрированная

Взаимодействие с неметаллами При взаимодействии с неметаллами образуется кислота, в которой у неметалла высшая степень окисления, и продукт по схеме: NO не Me + HNO 3 NO 2 P+5HNO 3 (к.)  H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O 3P+5HNO 3 (р) + 2H 2 O  3H 3 PO 4 +5NO

Действие на органические вещества Белки при взаимодействии с конц.азотной кислотой разрушаются и приобретают жёлтую окраску. Под действием азотной кислоты воспламеняются бумага, масло, древесина, уголь.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (соотношение по объему 1:3) называется царской водкой; она растворяет даже благородные металлы. Смесь HNO 3 концентрации 100% и H 2 SO 4 концентрации 96% при их соотношении по объему 9:1 называют меланжем.

Использование Производство: NH 4 NO 3 минеральных удобрений нитратов Na, К, Са и др. в гидрометаллургии получение ВВ, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , ароматических нитросоединений, красителей, ракетного топлива. травление металлов, получение полупроводников