Презентация на тему Азотистая кислота

окисления +3
в связи с этим он может быть

и окислителем в связи с этим он может быть и окислителем, и проявлять восстановительные свойства: 
HNO2 + HI = I2 + NO + H2O,
HNO2 + H2O2 = HNO3 + H2O,
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 = KNO3 +
K2SO4 + MnSO4 + H2O.
 

кислоты
Запишите уравнение

устойчивы, чем HNO2, все они токсичны. Представляют собой кристаллические

вещества, хорошо растворимые в воде (труднее других - AgNО2)
Свойства .
1) Как и HNО2, нитриты обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
KNО2 + Н2О2 = KNО3 + Н2O
3KNО2 + 2КМпO4 + Н2O = 3KNО3 + 2MnО2↓ + 2КОН
2KNО2 + 2KI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2Н2O
2) Нитрит аммония разлагается при нагревании: NH4NО2 = N2↑ + 2Н2O

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.

вспыхивает.

электролитической
диссоциации:

кислородсодержащая
одноосновная
растворимая
летучая
сильная
Азотная кислота по:

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

кислоты на нитраты при слабом нагревании.
Составьте уравнение реакции получения

азотной кислоты.

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

азотной кислоты с металлами
3. Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами

свойства кислот.
Перечислите их:
Составьте уравнения реакций азотной кислоты:
1
3
2
с оксидом

меди (II), оксидом алюминия;

c гидроксидом натрия, гидроксидом цинка;

c карбонатом аммония, силикатом натрия.

Дайте названия полученным веществам. Определите тип реакции.

3

Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O
HNO3 + NaOH = NaNO3

+ H2O

2

2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

3

2HNO3 + (NH4)2CO3 = 2NH4NO3 + ↑CO2 + H2O

2HNO3 + Na2SiO3 = ↓H2SiO3 + 2NaNO3

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.

N–3H4+

N20

N2+1O

N+2O

N+4O2

концентрация кислоты

активность металлов

металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл,

тем глубже восстанавливается азот:

Увеличение конц. кислоты

Увеличение
активности
металла

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

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

веществ
Производство красителей
Производство лекарств
Производство пленок,
нитролаков, нитроэмалей
Производство
искусственных волокон
7
Как компонент нитрующей
смеси,

для траления
металлов в металлургии

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.

по сравнению с
натриевой, поэтому широко применя-ется в пиротехнике как

окислитель.
При нагревании выше 334,5ºС
плавится, выше этой температуры разлагается с выделением кислорода.

Применяется как удобрение; в
стекольной, металлообрабатываю-щей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.

Нитрат натрия

при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества,

а при температуре 210°С происходит полное разложение.

Нитрат аммония

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