Per rappresentare graficamente la formula di un sale, dovresti:

1. Scrivi correttamente la formula empirica di questo composto.

2. Considerando che qualsiasi sale può essere rappresentato come un prodotto di neutralizzazione dell'acido e della base corrispondenti, le formule dell'acido e della base che formano questo sale dovrebbero essere rappresentate separatamente.

Per esempio:

Ca(HSO 4) 2 - l'idrogeno solfato di calcio può essere ottenuto mediante neutralizzazione incompleta dell'acido solforico H 2 SO 4 con idrossido di calcio Ca(OH) 2.

3. Determina quante molecole di acido e base sono necessarie per ottenere una molecola di questo sale.

Per esempio:

Per ottenere una molecola di Ca(HSO 4) 2 sono necessarie una molecola di base (un atomo di calcio) e due molecole di acido (due residui acidi HSO 4  1).

Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O.

Successivamente, dovresti costruire immagini grafiche delle formule del numero stabilito di molecole della base e dell'acido e, rimuovendo mentalmente gli anioni ossidrile della base e i cationi idrogeno dell'acido che partecipano alla reazione di neutralizzazione e formano acqua, ottenere un immagine grafica della formula del sale:

O – H H – O O O O

Circa + → Ca + 2 H - O - H

O – H H – O O O O

H- O O H- O O

Proprietà fisiche dei sali

I sali sono solidi cristallini. In base alla loro solubilità in acqua si possono dividere in:

1) altamente solubile,

2) leggermente solubile,

3) praticamente insolubile.

La maggior parte dei sali dell'acido nitrico e acetico, nonché i sali di potassio, sodio e ammonio, sono solubili in acqua.

I sali hanno un ampio intervallo di temperature di fusione e decomposizione termica.

Proprietà chimiche dei sali

Le proprietà chimiche dei sali caratterizzano la loro relazione con metalli, alcali, acidi e sali.

1. I sali nelle soluzioni interagiscono con i metalli più attivi.

Un metallo più attivo sostituisce un metallo meno attivo nel sale (vedi Appendice Tabella 9).

Per esempio:

àb(NO 3) 2 + Zn = àb + Zn(NO 3) 2,

Hg(NO3)2 + Cu = Hg + Cu(NO3)2.

2. Le soluzioni saline reagiscono con gli alcali, questo produce una nuova base e un nuovo sale.

Per esempio:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + 2K 2 SO 4,

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl.

3. I sali reagiscono con soluzioni di acidi più o meno volatili, questo produce un nuovo sale e un nuovo acido.

Per esempio:

a) come risultato della reazione si forma un acido più debole o un acido più volatile:

Na2S + 2HC1 = 2NaCl + H2S

b) sono possibili anche reazioni di sali di acidi forti con acidi più deboli se la reazione dà luogo alla formazione di un sale leggermente solubile:

СuSO 4 + Í 2 S = СuS + H 2 SO 4 .

4. I sali nelle soluzioni entrano in reazioni di scambio con altri sali, questo produce due nuovi sali.

Per esempio:

NaС1 + AgNO 3 = AgCl + NaNO 3,

CaCI 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3  + 2NaCl,

CuSO4 + Na2S = CuS+ Na2SO4.

Va ricordato che le reazioni di scambio procedono quasi fino al completamento se uno dei prodotti della reazione viene rilasciato dalla sfera di reazione sotto forma di precipitato, gas o se durante la reazione si forma acqua o altro elettrolita debole.

9° GRADO

Continuazione. Vedi n. 34, 35, 36, 37, 38/2003

Lavoro pratico № 13.
Acido nitrico. Nitrati
(fine)

HNO 3 è un forte agente ossidante.

L'acido nitrico concentrato ossida i non metalli in stati di ossidazione più elevati:

La passivazione avviene a causa della formazione di film insolubili di ossidi metallici:

2Al + 6HNO3 = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.
HNO 3 (conc.) può essere immagazzinato e trasportato senza accesso all'aria in contenitori di Fe, Al, Ni.

Una reazione qualitativa è l'interazione di HNO 3 con Cu per formare un gas marrone NO 2 con un odore pungente (inoltre si formano sale e acqua).

Man mano che la concentrazione (diluizione) diminuisce, HNO 3 con Zn può formare vari prodotti contenenti azoto:

e anche in ogni caso sale e acqua. Nota
. Per riconoscere l'anione nitrato, viene utilizzato un indicatore difenilammina (una soluzione di (C 6 H 5) 2 NH in H 2 SO 4 concentrato). Esperienza dimostrativa

. Il riconoscimento avviene “per tracce” o per contatto con goccioline: appare una colorazione blu scuro. Nitrati– sali dell’acido nitrico, solidi cristallini, altamente solubili in acqua. Nitrati metalli alcalini.
, calcio e ammonio –
salnitro

La maggior parte dei nitrati sono ottimi fertilizzanti minerali.	I nitrati sono forti agenti ossidanti! Carbone, zolfo e altre sostanze infiammabili bruciano nel nitrato fuso, poiché tutti i nitrati (come HNO 3) rilasciano ossigeno quando riscaldati e, a seconda dell'attività chimica del metallo, i sali danno prodotti diversi:	Procedura operativa
Compiti	Osservazioni e conclusioni
Prelevare campioni di tutte e tre le soluzioni nelle provette n. 1–3 (vedi n. 38/2003) e versare prima circa una quantità uguale (volume) di acido solforico concentrato in ciascun campione, quindi aggiungere un po' di trucioli di rame e scaldare un po' . Osservare i cambiamenti caratteristici in uno dei campioni	Tre provette numerate contengono soluzioni di cloruro di sodio, solfato e nitrato di sodio. Riconosci la soluzione di salnitro. Perché viene aggiunto prima l'acido solforico concentrato alla soluzione di nitrato? Scrivi le equazioni molecolari e ioniche della reazione. Controllare l'output utilizzando una reazione in tracce con un indicatore di difenilammina.

Anche le sostanze complesse (trementina, legno, segatura) possono bruciare nell'acido nitrico.
Una miscela di acido nitrico e solforico concentrati (miscela nitrante) con molte sostanze organiche forma nitrocomposti (reazione di nitrazione).

La maggior parte dei nitrati sono ottimi fertilizzanti minerali.	I nitrati sono forti agenti ossidanti! Carbone, zolfo e altre sostanze infiammabili bruciano nel nitrato fuso, poiché tutti i nitrati (come HNO 3) rilasciano ossigeno quando riscaldati e, a seconda dell'attività chimica del metallo, i sali danno prodotti diversi:	Procedura operativa
Una miscela di 1 volume di HNO 3 (conc.) e 3 volumi di HCl (conc.) è chiamata “aqua regia”. Anche l'oro Au e il platino Pt si dissolvono in una tale miscela:	Aggiungere alcuni trucioli di rame (Cu) in una provetta con acido nitrico concentrato (1 ml). Se l'effetto ritarda, riscaldalo un po'. Lavora in trazione! Versare i prodotti dalla bottiglia sanitaria nel sistema fognario e risciacquare con un getto d'acqua.
Cosa spiega il rilascio di gas marrone dall'odore pungente? Considerando che si formano anche acqua e nitrato di rame(II), scrivere l'equazione di reazione. Disegna un diagramma del bilancio elettronico e scrivi l'equazione della reazione in forma ionica	Mescolare la polvere di zolfo (S) cristallino fine con 1 ml di HNO 3 concentrato, riscaldare la miscela (sotto corrente). Prelevare un campione dei prodotti di reazione e testarlo con 2-3 gocce di soluzione di cloruro di bario. Versare immediatamente i prodotti dalla bottiglia sanitaria nel sistema fognario

Cosa spiega i cambiamenti osservati: dissoluzione dello zolfo, rilascio di gas (e acqua) marrone dall'odore pungente?
Scrivi l'equazione per questa reazione. Disegna un diagramma del bilancio elettronico e un'equazione ionica per la reazione. Cosa dimostrano i cambiamenti osservati quando un campione dei prodotti di reazione interagisce con una soluzione di cloruro di bario? Giustifica la risposta

Lavoro pratico 14. Determinazione degli ortofosfati
Obiettivi. Un rack con provette, provette di vetro con anelli di gomma, una bottiglia igienica, spatole (3 pezzi);

La maggior parte dei nitrati sono ottimi fertilizzanti minerali.	I nitrati sono forti agenti ossidanti! Carbone, zolfo e altre sostanze infiammabili bruciano nel nitrato fuso, poiché tutti i nitrati (come HNO 3) rilasciano ossigeno quando riscaldati e, a seconda dell'attività chimica del metallo, i sali danno prodotti diversi:	Procedura operativa
cristallino Ca 3 (PO 4) 2, CaHPO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, acqua distillata, indicatore universale, soluzioni di H 3 PO 4, NaCH 3 COO (= 10%), AgNO 3.	Versare in tre provette 1 cm 3 di ortofosfato di calcio, ortofosfato di idrogeno e ortofosfato di calcio diidrogeno, aggiungere un po' (la stessa quantità) di acqua, mescolare	…
Trarre una conclusione sulla solubilità degli ortofosfati primari, secondari e terziari. Le diverse solubilità di questi fosfati possono essere considerate un metodo per il loro riconoscimento?	Utilizzando soluzioni e sospensioni acquose in tre provette dell'esperimento precedente, testarle con un indicatore universale	…
Determina il pH di tutte le soluzioni su una scala e spiega perché il pH in questo caso ha valori diversi K soluzione acquosa di acido ortofosforico in una provetta (1 ml) e soluzione di perfosfato in un altro (1 ml) aggiungere una soluzione di acetato di sodio al 10% e	alcune gocce di nitrato d'argento (I).Qual è il reagente di uno ione?	…

? Scrivi le equazioni delle reazioni corrispondenti in forma molecolare e ionica, indica i segni delle reazioni
Lavoro pratico 15.
Determinazione dei fertilizzanti minerali.
Risoluzione di problemi sperimentali sull'argomento

Lavoro pratico 14."Sottogruppo azoto"
Obiettivi. Rivedere la composizione e le proprietà dei composti di azoto e fosforo, le loro interconversioni e i metodi di riconoscimento.
. Lampada ad alcool, fiammiferi, vetro blu, carta da filtro, portaprovette, supporto con provette (2 pz.), spatole (3 pz.), mortaio, pestello, bottiglia igienica;
nelle provette n. 1–3: Opzione I
– doppio perfosfato, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, Opzione II
– NH 4 Сl, NaNO 3, KCl, Opzione III
– KNO 3, (NH 4) 2 SO 4, doppio perfosfato;
sali cristallini (NH 4) 2 SO 4, NH4Сl, ammophos, soluzioni acquose di CH 3 COONa (= 10%), AgNO 3, BaCl 2,
CH 3 COOH ( = 10%), NaOH, cartina di tornasole, CuO, Cu (trucioli), HNO 3 (dil.), HNO 3 (conc.), H 2 SO 4 (conc.), indicatore difenilico, (C 6 H 5) 2 NH in H 2 SO 4 concentrato,

Ca(OH) 2 (secco), acqua distillata, AgNO 3 in HNO 3, nelle provette n. 4–6 sostanze cristalline secche: Na 2 SO 4, NH 4 Cl, NaNO 3, nelle provette n. 7 e 8 : H 3 PO 4 e H 2 SO 4 (soluzioni diluite), nelle provette n. 9 e 10: Na 3 PO 4 e Ca 3 (PO 4) 2. Compito sperimentale

Segni caratteristici alcuni sali
(metodi di riconoscimento)

Tavolo

Nome della sostanza	Aspetto	Solubilità in acqua)	L'interazione di una soluzione di questo sale con				Colorazione della fiamma
			H2SO4 (concentrato) e Cu	soluzioni di BaCl 2 e CH 3 COOH	Soluzione di NaOH quando riscaldata	Soluzione AgNO3
Nitrato di ammonio NH 4 NO 3		Bene	NO 2, marrone, con odore pungente	–	NH 3, incolore, con odore pungente	–	Giallo (dalle impurità)
Cloruro di ammonio NH 4 Cl	Polvere cristallina bianca	Bene	–	–	NH3	AgCl, precipitato bianco	Giallo (dalle impurità)
Nitrato di potassio KNO 3	Piccoli cristalli grigio chiaro	Bene	NO2	–	–	–	Viola
Solfato di ammonio (NH 4) 2 SO 4	Grandi cristalli incolori	Bene	–	BaSO 4, bianco, insolubile in CH 3 COOH	NH3	Ag 2 SO 4, bianco, altamente solubile negli acidi	–
Superfosfato Ca(H2PO4)22H2O	Polvere o granuli grigio chiaro	Si dissolve lentamente	–	Ba3(PO4)2, bianco, parzialmente solubile in CH 3 COOH	–	Ag 3 PO 4, giallo (in presenza di CH 3 COONa)	Mattone- rosso
Silvinite KCl NaCl	Cristalli rosa	Bene	–	–		AgCl	Giallo con sfumature violacee
Cloruro di potassio KCl	Cristalli incolori	Bene	–	–	–	AgCl	Viola

Soluzione

Tutti gli ioni dentro ambiente acquatico incolore, è impossibile riconoscerli dal colore.
2) Poiché nessuna delle sostanze (palloni n. 1–4) è caratterizzata da una solubilità peggiore, le soluzioni non possono essere distinte in base a questo criterio sono tutte soluzioni trasparenti;
3) Gli stessi cationi sono presenti in due soluzioni, ma in tutte sono presenti anioni diversi, quindi il riconoscimento qualitativo dovrebbe essere effettuato in base agli anioni. Reagente per – AgNO 3 in presenza di una soluzione al 10% di CH 3 COONa (o BaCl 2 e CH 3 COOH);
reagente – soluzione BaCl 2; reagente per Cl – soluzione di AgNO 3 in HNO 3 ; reagente: concentrato H 2 SO 4 e Cu (trucioli). È possibile identificare immediatamente, quindi, utilizzando un reagente (AgNO 3), riconoscere tutte e tre le soluzioni rimanenti (o viceversa). Altre opzioni richiedono più tempo e una quantità significativamente maggiore di reagenti. 4) Testare tutti e quattro i campioni di soluzione con una soluzione AgNO 3 (1–2 gocce): la soluzione della bottiglia n. 4 è rimasta invariata - dovrebbe essere una soluzione NaNO 3; nel pallone n. 2 è presente un precipitato cristallino bianco, insolubile negli acidi, questa è una soluzione di KCl; gli altri due campioni danno soluzioni torbide, a cui viene aggiunta una soluzione al 10% di CH 3 COONa, il campione n. 3 dà un precipitato colore giallo

è una soluzione di Na 3 PO 4 e il campione n. 1 è una soluzione di (NH 4) 2 SO 4 (la torbidità scompare quando viene aggiunto l'acido HNO 3).

Aggiungere 1-2 gocce di soluzioni BaCl 2 e CH 3 COOH alla soluzione campione dalla bottiglia n. 1, la soluzione diventa di colore lattiginoso, perché precipita un precipitato cristallino bianco:

È possibile controllare lo stesso campione aggiungendo una soluzione alcalina con riscaldamento. Viene rilasciato gas NH 3, determinato dall'odore caratteristico e dall'azzurro della cartina di tornasole rossa bagnata. Equazione di reazione:

Aggiungere H 2 SO 4 concentrato e Cu (trucioli) al campione di soluzione dalla bottiglia n. 4 e riscaldare leggermente. Si libera un gas bruno dall'odore pungente e la soluzione assume un colore azzurro-verdastro:

5) Conclusione .

In bottiglia:
N. 1 – soluzione (NH 4) 2 SO 4,
N. 2 – Soluzione KCl,
N. 3 – Soluzione Na 3 PO 4,
N. 4 – Soluzione NaNO 3.

Schema di riconoscimento

Soluzioni determinate
№ 1	№ 2	№ 3	№ 4
(NH4)2SO4	KCl	Na3PO4	NaNO3
Tutte le soluzioni sono trasparenti e incolori
+AgNO3
Nuvolosità della soluzione (Ag 2 SO 4, solubile negli acidi)	Sedimento di formaggio bianco (AgСl	Secondo l'opzione, annotare quali soluzioni saline sono fornite nelle provette n. 1–3. Determina dove si trova ciascuna di queste sostanze. Nelle conclusioni, annotare le equazioni delle reazioni effettuate in forma molecolare e ionica. Notare i segni di ciascuna reazione qualitativa	…
1) In una provetta con una piccola quantità CuO (sulla punta di una spatola), aggiungere la soluzione HNO 3, agitare. 2) Mettere dei trucioli di rame in una provetta con HNO 3 concentrato (se l'effetto non si nota subito, scaldare un po' la miscela)	Utilizzando i reagenti forniti, preparare una soluzione di nitrato di rame(II) in due modi. Nota i segni delle reazioni e scrivi le equazioni delle reazioni molecolari e ioniche. Quale reazione è redox?	…
In un mortaio mescolare e pestare la miscela di Ca(OH) 2 (leggermente inumidita) con sale di ammonio, annusare con attenzione. Ripeti l'esperimento con altri sali di ammonio	Per dimostrare sperimentalmente che il solfato, Il nitrato e il cloruro di ammonio non devono essere mescolati con la calce. Fornire spiegazioni adeguate	…
Elaborare un piano di riconoscimento (ordine) più efficiente in termini di tempo e consumo di reagenti	Nelle provette n. 4–6, determinare il cristallino solfato di sodio, cloruro di ammonio e nitrato di sodio. Scrivi le equazioni di reazione. Notare i segni osservati di reazioni	...
È meglio testare i campioni di soluzione nelle provette n. 7 e 8 con i reagenti BaCl 2 e CH 3 COOH, osservando il risultato con molta attenzione mentre si agita la miscela di reazione	Con il riconoscimento qualitativo, determinare Quale delle provette n. 7 e 8 contiene le soluzioni? acidi solforici e ortofosforici. Scrivi le equazioni di reazione	...
Preparare un piano per riconoscere le sostanze Na 3 PO 4 e Ca 3 (PO 4) 2 nelle provette n. 9 e 10	Determinare praticamente nelle provette n. 9 e 10 ortofosfati cristallini di sodio e calcio	...

HNO3 è un acido forte. I suoi sali - nitrati-- ottenuto dall'azione di HNO 3 sui metalli, ossidi, idrossidi O carbonati. Tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua.

I sali dell'acido nitrico - nitrati - si decompongono irreversibilmente quando riscaldati, i prodotti della decomposizione sono determinati dal catione:

• a) nitrati di metalli situati nella serie di tensioni a sinistra del magnesio:
  • 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
• b) nitrati di metalli situati in gamma di tensioni fra magnesio E rame:
  • 4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
• c) nitrati di metalli situati nella serie di tensioni a destra mercurio:
  • 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
• G) nitrato di ammonio:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

I nitrati nelle soluzioni acquose non presentano praticamente proprietà ossidanti, ma quando alta temperatura allo stato solido, i nitrati sono forti agenti ossidanti, ad esempio:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - quando si fondono i solidi.

Zinco E alluminio in una soluzione alcalina, i nitrati sono ridotti a NH 3:

Sali dell'acido nitrico -- nitrati- Ampiamente usato come fertilizzanti. Inoltre, quasi tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua, quindi ce ne sono pochissimi in natura sotto forma di minerali; l'eccezione è cilena (sodio) salnitro e salnitro indiano ( nitrato di potassio). La maggior parte dei nitrati vengono ottenuti artificialmente.

Non reagisce con l'acido nitrico bicchiere, fluoroplastico-4.

Informazioni storiche

Il metodo per ottenere acido nitrico diluito mediante distillazione secca di salnitro con allume e solfato di rame fu apparentemente descritto per la prima volta nei trattati di Jabir (Geber nelle traduzioni latinizzate) nell'VIII secolo. Questo metodo, con varie modifiche, la più significativa delle quali fu la sostituzione del solfato di rame con solfato di ferro, fu utilizzato nell'alchimia europea e araba fino al XVII secolo.

IN XVII secolo Glauber ha proposto un metodo per produrre acidi volatili facendo reagire i loro sali con acido solforico concentrato, compreso l'acido nitrico da nitrato di potassio, che ha permesso di introdurre l'acido nitrico concentrato nella pratica chimica e di studiarne le proprietà. Metodo Glauberè stato utilizzato prima XX secolo, e la sua unica modifica significativa è stata la sostituzione del nitrato di potassio con il nitrato di sodio (cileno) più economico.

Ai tempi di M.V. Lomonosov, l'acido nitrico era chiamato vodka forte. Produzione industriale, applicazione ed effetto sul corpo

Produzione di acido nitrico

L'acido nitrico è uno dei prodotti in maggior volume industria chimica.

Produzione di acido nitrico

Il metodo moderno della sua produzione si basa sull'ossidazione catalitica del sintetico ammoniaca SU platino-rodio catalizzatori(processi Ostwald) alla miscela ossidi azoto(gas nitrosi), con il loro ulteriore assorbimento acqua

• 4NH3 + 5O2(Pt) > 4 NO + 6H2O
• 2NO + O2 > 2NO2
• 4NO2 + O2 + 2H2O> 4HNO 3 .

Concentrazione La quantità di acido nitrico ottenuta con questo metodo varia a seconda della progettazione tecnologica del processo dal 45 al 58%. Gli alchimisti furono i primi a ottenere l'acido nitrico riscaldando una miscela di salnitro e solfato di ferro:

4SAPERE 3 + 2(FeSO4 · 7H2O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ NO2^ + 13H2O

L'acido nitrico puro fu ottenuto per la prima volta da Johann Rudolf Glauber trattando il nitrato con acido solforico concentrato:

SAPERE 3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO4+HNO3^

Per ulteriore distillazione il cosiddetto “acido nitrico fumante”, praticamente privo di acqua.

Con stati di ossidazione +1, +2, +3, +4, +5.

Gli ossidi N20 e N0 non formano sali (cosa significa?) e i restanti ossidi sono acidi: N2O3 corrisponde all'acido nitroso HN02 e N205 corrisponde all'acido nitrico HNO3. L'ossido di azoto (IV) NO2, quando disciolto in acqua, forma contemporaneamente due acidi: HNO2 e HNO3.

Se si scioglie in acqua in presenza di ossigeno in eccesso si ottiene solo acido nitrico

4N02 + 02 + 2H20 = 4HNO3

L'ossido di azoto (IV) NO2 è un gas marrone, molto velenoso. Si ottiene facilmente per ossidazione dell'ossido nitrico (N) incolore e non salino con l'ossigeno atmosferico:

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Ossidi. L'azoto forma cinque ossidi con stati di ossidazione +1, +2, +3, +4, +5.

Gli ossidi N 2 O e NO non formano sali (cosa significa?), mentre i restanti ossidi sono acidi: corrisponde all'acido nitroso, a - acido nitrico. L'ossido di azoto (IV), quando disciolto in acqua, forma contemporaneamente due acidi: HNO 2 e HNO 3:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.

Se viene sciolto in acqua in presenza di ossigeno in eccesso si ottiene solo acido nitrico:

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.

L'ossido di azoto (IV) NO 2 è un gas marrone, molto velenoso. Si ottiene facilmente per ossidazione dell'ossido di azoto (II) incolore e non salino con ossigeno dell'aria:

2NO + O2 = 2NO2.

Acido nitrico HNO3. È un liquido incolore che “fuma” nell'aria. Se conservato alla luce, l'acido nitrico concentrato diventa giallo, poiché si decompone parzialmente per formare gas marrone NO 2:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

L'acido nitrico presenta tutte le proprietà tipiche degli acidi forti: interagisce con ossidi e idrossidi metallici, con sali (compone le apposite equazioni di reazione).

Esperimento di laboratorio n. 32
Proprietà dell'acido nitrico diluito

Effettuare esperimenti per dimostrare che l'acido nitrico presenta le proprietà tipiche degli acidi. Mettere un po' di polvere nera o un granello di ossido di rame (II) in una provetta, versarvi 1-2 ml di soluzione di acido nitrico. Fissare la provetta nel supporto e scaldarla sulla fiamma di una lampada ad alcool. Cosa stai osservando? Scrivi le equazioni molecolari e ioniche. Versare 1-2 ml di soluzione alcalina in una provetta, aggiungere 2-3 gocce di soluzione di fenolftaleina. Cosa stai osservando? Aggiungere la soluzione di acido nitrico al contenuto della provetta fino alla scomparsa del colore. Come si chiama questa reazione? Scrivi le sue equazioni molecolari e ioniche. Versare 1 ml di soluzione di solfato di rame in una provetta, aggiungere 1-2 ml di soluzione alcalina. Cosa stai osservando? Aggiungere una soluzione di acido nitrico al contenuto della provetta fino alla scomparsa del precipitato. Annotare le equazioni molecolari e ioniche delle reazioni eseguite.

L'acido nitrico si comporta in modo speciale con i metalli: nessuno dei metalli sposta l'idrogeno dall'acido nitrico, indipendentemente dalla sua concentrazione (per l'acido solforico questo comportamento è caratteristico solo nel suo stato concentrato). Ciò è spiegato dal fatto che HNO 3 è un forte agente ossidante, l'azoto ha uno stato di ossidazione massimo di +5; È questo che verrà ripristinato quando si interagisce con i metalli.

Il prodotto di riduzione dipende dalla posizione del metallo nella serie di tensioni, dalla concentrazione dell'acido e dalle condizioni di reazione. Ad esempio, quando reagisce con il rame, l'acido nitrico concentrato viene ridotto a ossido nitrico (IV):

Esperimento di laboratorio n. 33
Reazione dell'acido nitrico concentrato con rame

Versare con cautela 1 ml di acido nitrico concentrato nella provetta. Usando la punta di un tubo di vetro, raccogli un po' di polvere di rame e versala in una provetta con acido. (Se nel tuo ufficio non c'è polvere di rame, puoi usare un pezzettino di filo di rame molto sottile, che deve prima essere arrotolato fino a formare una palla.) Cosa osservi? Perché la reazione avviene senza riscaldamento? Perché questo esperimento non richiede l'uso di una cappa aspirante? Se l'area di contatto tra rame e acido nitrico è inferiore all'opzione sperimentale proposta, quali condizioni devono essere osservate? Dopo l'esperimento, posizionare immediatamente le provette con il loro contenuto in una cappa aspirante. Annotare l'equazione della reazione e considerare i processi redox.

Ferro e alluminio, se esposti a HNO 2 concentrato, sono ricoperti da una pellicola di ossido durevole, che protegge il metallo da ulteriore ossidazione, cioè l'acido passiva i metalli. Pertanto l'acido nitrico, come l'acido solforico, può essere trasportato in cisterne di acciaio e alluminio.

L'acido nitrico ossida molti materia organica, decolora i coloranti. Questo di solito rilascia molto calore e la sostanza si accende. Quindi, se una goccia di trementina viene aggiunta all'acido nitrico, si verifica un lampo luminoso e una scheggia fumante nell'acido nitrico si accende (Fig. 135).

Riso. 135.
Bruciare una scheggia nell'acido nitrico

L'acido nitrico è ampiamente utilizzato nell'industria chimica per la produzione di fertilizzanti azotati, plastica, fibre artificiali, coloranti e vernici organiche, medicinali ed esplosivi (Fig. 136).

Riso. 136.
L'acido nitrico viene utilizzato per produrre:
1 - fertilizzanti; 2 - plastica; 3- medicinali; 4 - vernici; 5 - fibre artificiali; 6 - esplosivi

Sali dell'acido nitrico: i nitrati si ottengono dall'azione dell'acido sui metalli, sui loro ossidi e idrossidi. I nitrati di sodio, potassio, calcio e ammonio sono chiamati nitrati: NaNO 3 - nitrato di sodio, KNO 3 - nitrato di potassio, Ca(NO 3) 2 - nitrato di calcio, NH 4 NO 3 - nitrato di ammonio. Il nitrato è usato come fertilizzante azotato.

Il nitrato di potassio viene utilizzato anche nella produzione di polvere da sparo nera e il nitrato di ammonio, come già sapete, viene utilizzato per preparare l'esplosivo ammonale. Il nitrato d'argento, o lapislazzuli, AgNO 3 è utilizzato in medicina come agente cauterizzante.

Quasi tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua. Quando riscaldati si decompongono liberando ossigeno, ad esempio:

Nuove parole e concetti

1. Ossidi di azoto acidi e non salini.
2. Ossido nitrico (IV).
3. Proprietà dell'acido nitrico come elettrolita e come agente ossidante.
4. Interazione dell'acido nitrico concentrato e diluito con il rame.
5. Applicazione dell'acido nitrico.
6. Nitrati, nitrato.

Incarichi di lavoro autonomo

1. Perché l'acido nitrico non forma sali acidi?
2. Scrivere equazioni molecolari e ioniche per le reazioni dell'acido nitrico con idrossido di rame (II), ossido di ferro (III) e carbonato di sodio.
3. La maggior parte dei sali dell'acido nitrico sono solubili in acqua, tuttavia, proponiamo un'equazione per la reazione di HNO 3 con il sale, con conseguente formazione di un precipitato. Scrivi l'equazione ionica per questa reazione.
4. Considerare le equazioni per le reazioni dell'acido nitrico diluito e concentrato con il rame dal punto di vista dei processi di ossidoriduzione.
5. Proporre due catene di trasformazioni che portano alla produzione di acido nitrico, a partire dall'azoto e dall'ammoniaca. Descrivere le reazioni redox utilizzando il metodo del bilancio elettronico.
6. Quanti chilogrammi di acido nitrico al 68% si possono ottenere da 276 kg (N.S.) di ossido nitrico (IV)?
7. Durante la calcinazione di 340 g di nitrato di sodio si sono ottenuti 33,6 litri di ossigeno. Calcolare frazione di massa impurità nel salnitro.