Способ получения солей азотной кислоты

Азотная кислота и ее соли

Алгоритм составления уравнений реакций металлов с азотной кислотой.

1. Опираясь на таблицу взаимодействия металлов с азотной кислотой (с. 125), определите преимущественный продукт восстановления HNO₃ и обозначьте степень окисления отдельных элементов в составе реагентов.

2. Определите и обозначьте степени окисления атомов отдельных элементов в составе реагентов и продуктов реакции, указав окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

3. Составьте схему электронного баланса и определите коэффициенты для окислителя и восстановителя. Выявите соотношение молекул кислоты и атомов металла, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

4. Определите число молекул кислоты, нужное для солеобразования, учитывая, что все вступившие в реакцию атомы металла (в виде ионов) войдут в состав соли — нитрата этого металла.

5. Завершите расстановку коэффициентов, проверив правильность уравнения реакции.

Соли азотной кислоты

Как называются соли азотной кислоты? Обратитесь к таблице растворимости и сделайте заключение об их отношении к воде.
К каким электролитам относятся соли азотной кислоты?

Соли азотной кислоты — нитраты. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония имеют еще название селитры (например, аммиачная селитра — NH₄NO₃, калийная селитра — KNO₃ и др.). Нитраты получаются при взаимодействии азотной кислоты с металлами, оксидами металлов, основаниями, аммиаком, а также с некоторыми солями.

Задание. Приведите конкретные примеры получения нитратов и запишите уравнения возможных реакций.

Физические и химические свойства нитратов. Нитраты — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

1. Нитраты как вещества с ионной кристаллической решеткой — сильные электролиты, полностью диссоциированные в воде, например:

В водных растворах они проявляют общие свойства солей:

Задание. Запишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций отражающих свойства нитратов как электролитов.

2. Нитраты, подобно азотной кислоте, будучи ее производными, проявляют ряд специфических свойств как окислители. При нагревании твердые нитраты разлагаются с выделением кислорода.

Демонстрационный опыт. Сгорание угля в расплавленной селитре. Закрепим в штативе пробирку, на 1/5 заполненную кристаллической натриевой селитрой. Нагреем пробирку до расплавления селитры. В расплавленную селитру бросим последовательно мелкие кусочки угля. Они сгорают со вспышкой (рис. 40):

В зависимости от характера металлов, входящих в состав нитратов, реакции их разложения протекают по-разному. Распределим соли в соответствии с положением в ряду активности входящих в их состав металлов и обозначим продукты реакции.

Приведите примеры уравнений реакций для каждой отдельной группы нитратов, находящихся: а) левее магния; б) между магнием и медью; в) правее меди.

Качественные реакции на азотную кислоту и ее соли.

Качественная реакция на нитрат-ион (т. е. на растворы азотной кислоты и ее солей). В пробирку с исследуемым веществом добавляют медные стружки, приливают концентрированную серную кислоту и нагревают. Выделение бурого газа оксида азота (IV) NO,, свидетельствует о наличии нитрат-иона.

Качественная реакция на твердые нитраты. Щепотку соли бросают в огонь горелки. Если эта соль — нитрат, то происходит яркая вспышка вследствие ее разложения и выделения кислорода.

Применение азотной кислоты и ее солей. Азотная кислота является одним из крупнотоннажных и важных продуктов химической промышленности. Она широко применяется для производства удобрений, бездымного пороха, взрывчатых веществ (нитроглицерина, динамита и др.), лекарств, красителей, пластмасс. Нитраты также находят широкое применение. Селитра в большом количестве используется для получения некоторых оксидов металлов. Аммонийная селитра — хорошее удобрение. Кроме этого, из нее изготавливают взрывчатые смеси — аммоналы, применяемые при взрывных работах.

На легкости выделения нитратами кислорода основано их применение в пиротехнике (в том числе в фейерверках).

Строение молекулы азотной кислоты • Свойства HNO₃ • Особенности взаимодействия HNO₃ с металлами • Правила обращения с азотной кислотой • Нитраты • Селитра • Свойства нитратов • Применение азотной кислоты и нитратов

Вопросы и задания

1. Охарактеризуйте физические свойства азотной кислоты и правила безопасного обращения с ней.

2. Охарактеризуйте свойства нитратов как представителей класса солей. Раскройте их с позиции теории электролитов.

3. Какие отличительные признаки присущи нитратам как производным азотной кислоты? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

4. С какими из перечисленных веществ будет реагировать разбавленная азотная кислота: карбонат кальция, оксид магния, золото, оксид серы (IV), медь, гидроксид натрия? Запишите уравнения возможных реакций.

5. Напишите уравнения реакций следующих превращений:

6. В трех склянках без этикеток находятся белые кристаллические вещества: нитрат натрия, нитрат аммония и сульфат аммония. Как распознать каждое из веществ? Составьте план распознавания и запишите уравнения реакций.

7. Черный порох представляет собой смесь нитрата калия, угля и серы. Какие реакции протекают при горении пороха, если продуктами этого процесса являются сульфид калия, углекислый газ и молекулярный азот? Составьте уравнения реакций горения. Какой объем газов выделится при сгорании 169 г черного пороха?

8. Как происходит реакция между концентрированной азотной кислотой и серебром? Запишите уравнение реакции и раскройте ее суть.

9. Придумайте кроссворд, ребус или загадки по теме.

Источник

HNO₃ как сильная кислота проявляет все общие свойства кислот

HNO₃ — очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.

б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO₃ + Cu(OH)₂ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

Отличие HNO₃ от других кислот

1. При взаимодействии HNO₃ с металлами практически никогда не выделяется Н₂, так как ионы H + кислоты не участвуют в окислении металлов.

2. Вместо ионов H + окисляющее действие оказывают анионы NO₃ — .

3. HNO₃ способна растворять не только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, но и малоактивные металлы — Си, Аg, Нg. В смеси с HCl растворяет также Au, Pt.

HNO₃ — очень сильный окислитель

I. Окисление металлов:

Взаимодействие HNO₃: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO₃(конц.) + Сu = 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO₃(оч. разб.) + 4Са = NH₄NO₃ + 4Ca(NO₃)₂ + 3H₂O

Очень концентрированная HNO₃ при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.

II. Окисление неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO₃ разб.) или до NO₂ (HNO₃ конц ).

III. Окисление сложных веществ:

Особенно важными являются реакции окисления сульфидов некоторых Me, которые не растворяются в других кислотах. Примеры:

HNO₃ — нитрующий агент в реакциях органического синтеза

Источник

Азотная кислота. Соли азотной кислоты. Получение и применение азотной кислоты
презентация к уроку по химии (9 класс)

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

Скачать:

Вложение	Размер
azotnaya_kislota._soli_azotnoy_kisloty._poluchenie_i_primenenie_azotnoy_kisloty.pptx	1.1 МБ

Предварительный просмотр:

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[AuCl 4 ] + 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 [Mg — Cu], 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[Al(OH) 4 ] + 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 .

Разработка урока по теме: «Соли азотной кислоты»

«Соли азотной кислоты».

Методическая разработка урока по теме «Нитраты — соли азотной кислоты» 9 класс ( автор учебника Габриелян О.С.)

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

Урок по химии 9 класс «Соли азотной кислоты»

Урок по химии 9 класс «Соли азотной кислоты».

«Карбоновые кислоты: получение, свойства, применение»

Урок позволяет познакомить учащихся с многообразием карбоновых кислот; Рассмотреть строение, некоторые свойства и применение карбоновых кислот, на примере уксусной кислоты.

Урок в 9 классе «Изучение свойств и применения азотной кислоты»

В материале дана технологическая карта урока «Свойства азотной кислоты». Урок проводится в 9 классе с использованием интерактивных наглядных пособий из коллекции ФЦИОР. Для актуализации и закрепления .

Методическая разработка урока по химии в 9 классе «Соли азотной кислоты». УМК Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия. 9 класс. М.: Просвещение, 2019

Структура урока включает в себя следующие этапы: Организационный этап, приветствие и проверка готовности к уроку, психологического настроя учащихся.Проверка домашнего задания. Выполн.

Источник