9 КЛАСС

Продолжение. См. № 34, 35, 36, 37, 38/2003

Практическая работа № 13.
Азотная кислота. Нитраты
(окончание)

HNО 3 – сильный окислитель . Концентрированная азотная кислота окисляет неметаллы до высших степеней окисления:

Пассивация происходит из-за образования нерастворимых пленок оксидов металлов:

2Al + 6HNO 3 = Al 2 O 3 + 6NO 2 + 3H 2 O.

HNO 3 (конц.) можно хранить и перевозить без доступа воздуха в емкостях из Fe, Al, Ni.
Качественная реакция – взаимодействие HNO 3 с Сu с образованием газа NO 2 бурого цвета с резким запахом (кроме того, образуются соль и вода).

По мере уменьшения концентрации (разбавления) HNO 3 с Zn может образовать разные азотсодержащие продукты:

а также во всех случаях соль и воду.

Примечание . Для распознавания нитрат-аниона используется дифениламиновый индикатор (раствор (C 6 H 5) 2 NH в конц. H 2 SO 4).
Демонстрационный опыт . Распознавание ведется «на следы» или капельным контактом: появляется темно-синее окрашивание.

Нитраты – соли азотной кислоты, твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония – селитры .
Большинство нитратов – очень хорошие минеральные удобрения.
Нитраты – сильные окислители! Уголь, сера и другие горючие вещества горят в расплавленной селитре, т. к. все нитраты (как и НNO 3) при нагревании выделяют кислород и в зависимости от химической активности металла соли дают разные продукты:

Порядок работы	Задания	Наблюдения и выводы
Собрать прибор (по схеме), положить в чашечку немного кристаллической натриевой (чилийской) селитры, расплавить ее. Раскалить в пламени спиртовки кусочек древесного угля и спустить его в расплавленную селитру	Почему вспыхивает уголь? Написать уравнения происходящих реакцийна основе электронного баланса, сделать соответствующие выводы
Взять пробы всех трех растворов в пробирках № 1–3 (cм. № 38/2003) и в каждую пробу сначала прилить примерно равное количество (объем) концентрированной серной кислоты, затем добавить понемногу медных стружек, немного подогреть. Наблюдать характерные изменения в одной из проб	В трех пронумерованных пробирках даны растворы хлорида, сульфата и нитрата натрия. Распознать раствор селитры. Почему к раствору нитрата сначала добавляют концентрированную серную кислоту? Написать молекулярное и ионные уравнения реакции. Проверить вывод реакцией «на следы» с дифениламиновым индикатором

Сложные вещества (скипидар, древесина, опилки) тоже могут гореть в азотной кислоте. Смесь концентрированных азотной и серной кислот (нитрующая смесь) со многими органическими веществами образует нитросоединения (реакция нитрования).
Смесь 1 объема HNO 3 (конц.) и 3 объемов HCl (конц.) называют «царской водкой». В такой смеси растворяются даже золото Au и платина Pt:

Порядок работы	Задания	Наблюдения и выводы
В пробирку с концентрированной азотной кислотой (1 мл) добавить немного медных стружек (Сu). При замедленном эффекте немного подогреть.Работать под тягой! Продукты из санитарной склянки вылить в канализационную систему и смыть струей воды	Чем объясняется выделение бурого газа с резким запахом? Учитывая, что при этом еще образуются вода и нитрат меди(II), написать уравнение реакции. Составить схему электронного баланса и написать уравнение реакции в ионной форме
Порошок мелкокристаллической серы (S) смешать с 1 мл концентрированной HNO 3 , подогреть смесь (под тягой). Взять пробу продуктов реакции и испытать ее 2–3 каплями раствора хлорида бария. Продукты из санитарной склянки немедленно вылить в канализационную систему	Чем объясняются наблюдаемые изменения – растворение серы, выделение бурого резко пахнущего газа (и воды)? Написать уравнение данной реакции. Составить схему электронного баланса и иoннoе уравнение реакции. Что доказывают изменения, наблюдаемые при взаимодействии пробы продуктов реакции с раствором хлорида бария? Ответ обосновать

Практическая работа 14.
Определение ортофосфатов

Цели . Научиться распознавать ортофосфаты, гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты по их растворимости в воде, гидролизу, качественной реакции на ортофосфат-анион.
Оборудование и реактивы . Штатив с пробирками, cтеклянные трубочки с резиновыми кольцами, санитарная склянка, шпатели (3 шт.); кристаллические Са 3 (РO 4) 2 , СаHPO 4 , Са(H 2 РO 4) 2 , дистиллированная вода, универсальный индикатор, pастворы H 3 РO 4 , NaCH 3 COO ( = 10%), AgNO 3 .

Порядок работы	Задания	Наблюдения и выводы
В три пробирки насыпать по 1 см 3 ортофосфата, гидроортофосфата и дигидроортофосфата кальция, прилить немного (одинаковое количество) воды, перемешать	Сделать вывод о растворимости первичных, вторичных и третичных ортофосфатов. Можно ли разную растворимость этих фосфатов считать методом их распознавания?	…
Используя водные растворы и суспензиив трех пробирках предыдущего опыта, испытать их универсальным индикатором	Определить по шкале pH всех растворов и объяснить, почему pH в этом случае имеет различные значения	…
K водному раствору ортофосфорной кислоты в одной пробирке (1 мл) и раствору суперфосфата в другой (1 мл) добавить 10%-й раствор ацетата натрия и несколько капель нитрата серебра(I)	Что является реактивомна ион ? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярнойи ионной формах, указать признаки реакций	…

Практическая работа 15.
Определение минеральных удобрений.
Решение экспериментальных задач по теме
«Подгруппа азота»

Цели . Повторить состав и свойства соединений азота и фосфора, их взаимопревращения и способы распознавания.
Оборудование и реактивы . Спиртовка, спички, синее стекло, фильтровальная бумага, держатель для пробирок, штатив с пробирками (2 шт.), шпатели (3 шт.), ступка, пестик, санитарная склянка;
в пробирках № 1–3:
I вариант – суперфосфат двойной, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 ,
II вариант – NH 4 Сl, NaNO 3 , KCl,
III вариант – KNO 3 , (NH 4) 2 SO 4 , суперфосфат двойной;
кристаллические соли (NH 4) 2 SO 4 , NH4Сl, аммофос, водные растворы СН 3 СOONa ( = 10%), AgNO 3 , BaCl 2 ,
СН 3 СOOH ( = 10%), NaOH, лакмусовая бумажка, CuO, Cu (стружки), HNO 3 (разб.), HNO 3 (конц.), H 2 SO 4 (конц.), дифениловый индикатор, (C 6 H 5) 2 NH в концентрированной H 2 SO 4 ,
Ca(OH) 2 (сухой), вода дистиллированная, AgNO 3 в HNO 3 , в пробирках № 4–6 сухие кристаллические вещества: Na 2 SO 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 , в пробирках № 7 и 8: H 3 PO 4 и H 2 SO 4 (разб. р-ры), в пробирках № 9 и 10: Na 3 PO 4 и Ca 3 (PO 4) 2 .

Экспериментальная задача . В четырех пронумерованных склянках находятся водные растворы ортофосфата натрия, сульфата аммония, натриевой селитры, хлорида калия. Используя наиболее рациональные методы распознавания (см. табл.), определить, где находится каждое вещество.

Характерные признаки некоторых солей
(методы распознавания)

Таблица

Название вещества	Внешний вид	Растворимость (в воде)	Взаимодействие раствора данной соли с				Окрашивание пламени
			H 2 SO 4 (конц.) и Cu	растворами BaСl 2 и СН 3 СООН	раствором NaOH при нагревании	раствором AgNO 3
Нитрат аммония NH 4 NO 3		Хорошая	NO 2 , бурый, с резким запахом	–	NH 3 , бесцветный, с резким запахом	–	Желтое (от примесей)
Хлорид аммония NH 4 Cl	Белый кристаллический порошок	Хорошая	–	–	NH 3	AgCl, белый осадок	Желтое (от примесей)
Нитрат калия KNO 3	Светло-серые мелкие кристаллы	Хорошая	NO 2	–	–	–	Фиолетовое
Cульфат аммония (NH 4) 2 SO 4	Бесцветные крупные кристаллы	Хорошая	–	BaSO 4 , белый, нерастворим в СН 3 СООН	NH 3	Ag 2 SO 4 , белый, хорошо растворимый в кислотах	–
Суперфосфат Са(H 2 PO 4) 2 2H 2 O	Светло-серый порошок или гранулы	Растворяется медленно	–	Ba 3 (РO 4) 2 , белый, частично растворим в СН 3 СООН	–	Ag 3 PO 4 , желтый (в присутствии СН 3 СООNa)	Kирпично- красное
Сильвинит KCl NaCl	Розовые кристаллы	Хорошая	–	–		AgCl	Желтое с проблесками фиолетового
Хлорид калия KCl	Бесцветные кристаллы	Хорошая	–	–	–	AgCl	Фиолетовое

Решение

Все ионы в водной среде бесцветные , по цвету их распознать невозможно.
2) Поскольку ни одно из веществ (склянки № 1–4) не отличается худшей растворимостью, то и по этому признаку растворы не отличить, все – прозрачные растворы.
3) В двух растворах присутствуют одинаковые катионы, но во всех – различные анионы, поэтому качественное распознавание следует вести по анионам. Реактив на – AgNO 3 в присутствии 10%-го раствора СН 3 СООNa (или BaCl 2 и СН 3 СООН); реактив на – раствор BaCl 2 ; реактив на Cl – – раствор AgNO 3 в HNO 3 ; реактив на – концентрированная Н 2 SO 4 и Cu (стружки). Можно сразу выявить , затем, используя один реактив (AgNO 3), распознать все три оставшихся раствора (или наоборот). Другие варианты более длительны и требуют значительно большего расхода реактивов.
4) Все четыре пробы растворов испытать раствором AgNO 3 (1–2 капли): раствор из склянки № 4 остался без изменения – это должен быть раствор NaNO 3 ; в склянке № 2 – белый кристаллический осадок, нерастворимый в кислотах, – это раствор KCl; две остальные пробы дают мутные растворы, при добавлении в которые 10%-го раствора СН 3 СООNa проба № 3 дает осадок желтого цвета – это раствор Na 3 PO 4 , а проба № 1 – раствор (NH 4) 2 SO 4 (муть исчезает при добавлении кислоты HNO 3).

Проверка первичных испытаний.

К пробе раствора из склянки № 1 добавить по 1–2 капли растворов BaCl 2 и СН 3 СООН, раствор становится молочного цвета, т. к. выпадает белый кристаллический осадок:

Можно эту же пробу проверить добавлением раствора щелочи с нагреванием. Выделяется газ NH 3 , определяемый по характерному запаху и посинению влажной красной лакмусовой бумажки. Уравнение реакции:

К пробе раствора из склянки № 4 добавить концентрированную H 2 SO 4 и Cu (стружки), немного подогреть. Выделяется газ бурого цвета с резким запахом, и раствор становится зеленовато-лазурного цвета:

5) Вывод .

В склянках:
№ 1 – раствор (NH 4) 2 SO 4 ,
№ 2 – раствор KCl,
№ 3 – раствор Na 3 PO 4 ,
№ 4 – раствор NaNO 3 .

Cхема распознавания

Определяемые растворы
№ 1	№ 2	№ 3	№ 4
(NH 4) 2 SO 4	KCl	Na 3 PO 4	NaNO 3
Все растворы прозрачные и бесцветные
+AgNO 3
Помутнение раствора (Ag 2 SO 4 , растворим в кислотах)	Белый творожистый осадок (AgСl	Согласно варианту записать, растворы каких солей даны в пробирках № 1–3. Определить, где находится каждое из указанных веществ. В выводах записать уравнения проведенных реакций в молекулярной и ионной формах. Отметить признаки каждой качественной реакции	…
1) В пробирку с небольшим количеством CuO (на кончике шпателя) добавить раствор HNO 3 , взболтать. 2) В пробирку с концентрированной HNO 3 опустить немного медных стружек (если эффект сразу не наблюдается, немного подогреть смесь)	Используя выданные реактивы, получить раствор нитрата меди(II) двумя способами. Отметить признаки реакций и написать молекулярные и ионные уравнения реакций. Kакая из реакций является окислительно-восстановительной?	…
В ступке смешать и растереть смесь Ca(OH) 2 (чуть увлажненную) с солью аммония, осторожно понюхать. Повторить опыт с другими солями аммония	Опытным путем доказать, что сульфат, нитрат и хлорид аммония нельзя смешивать с известью. Дать соответствующие объяснения	…
Составить план (порядок) распознавания, наиболее рациональный по времени и расходу реактивов	В пробирках № 4–6 определить кристаллические сульфат натрия, хлорид аммония и нитрат натрия. Написать уравнения реакций. Отметить наблюдаемые признаки реакций	...
Лучше всего испытать пробы растворов в пробирках № 7 и 8 реактивами BaCl 2 и CH 3 COOH, очень внимательно наблюдая за результатом при взбалтывании реакционной смеси	Kачественным распознаванием определить, в какой из пробирок № 7 и 8 находятся растворы серной и ортофосфорной кислот. Написать уравнения реакций	...
Составить план распознавания веществ Na 3 PO 4 и Сa 3 (PO 4) 2 в пробирках № 9 и 10	Определить практически в пробирках № 9 и 10 кристаллические ортофосфаты натрия и кальция	...

HNO 3 -- сильная кислота. Её соли -- нитраты -- получают действием HNO 3 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:
  • 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
• б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью :
  • 4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
• в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути :
  • 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
• г) нитрат аммония :

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты -- сильные окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O -- при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

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 .

Исторические сведения

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатахДжабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры , что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубера применялся до начала XX века , причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова, азотную кислоту называли крепкой водкой. Промышленное производство, применение и действие на организм

Производство азотной кислоты

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино -родиевых катализаторах (процесс Оствальда ) до смесиоксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

• 4NH 3 + 5O 2 (Pt) > 4NO + 6H 2 O
• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O > 4HNO 3 .

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 · 7H 2 O) (t°) > Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 ^ + NO 2 ^ + 13H 2 O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) > KHSO 4 + HNO 3 ^

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Для того, чтобы изобразить формулу соли графически, следует:

1. Правильно написать эмпирическую формулу этого соединения.

2. Учитывая, что любая соль может быть представлена как продукт нейтрализации соответствующих кислоты и основания, следует изобразить отдельно формулы кислоты и основания, которые образуют данную соль.

Например:

Ca(HSO 4) 2 – гидросульфат кальция можно получить при неполной нейтрализации серной кислоты H 2 SO 4 гидроксидом кальция Са(ОН) 2 .

3. Определить, какое количество молекул кислоты и основания требуется для получения молекулы этой соли.

Например:

Для получения молекулы Ca(HSO 4) 2 требуется одна молекула основания (один атом кальция) и две молекулы кислоты (два кислотных остатка НSО 4  1).

Са(ОН) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O.

Далее следует построить графические изображения формул установленного числа молекул основания и кислоты и, мысленно убрав участвующие в реакции нейтрализации и образующие воду анионы гидроксила основания и катионы водорода кислоты, получить графическое изображение формулы соли:

O – H H - O O O O

Сa+ → Ca + 2 H - O - H

O – H H - O O O O

H- O O H - O O

Физические свойства солей

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно подразделить на:

1) хорошо растворимые,

2) мало растворимые,

3) практически нерастворимые.

Большинство солей азотной и уксусной кислот, а также солей калия, натрия и аммония – растворимы в воде.

Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

Химические свойства солей

Химические свойства солей характеризуют их отношение к металлам, щелочам, кислотам и солям.

1. Соли в растворах взаимодействуют с более активными металлами.

Более активный металл замещает менее активный металл в соли (см. табл.9 приложения).

Например:

Рb(NO 3) 2 + Zn = Рb + Zn(NO 3) 2,

Hg(NO 3) 2 + Cu = Нg + Cu(NO 3) 2 .

2. Растворы солей взаимодействуют со щелочами , при этом получаются новое основание и новая соль.

Например:

CuSO 4 + 2КОН = Сu(ОН) 2  + 2K 2 SO 4 ,

FeCl 3 +3NаОН = Fe(OH) 3 + 3NaCl.

3. Соли реагируют с растворами более сильных или менее летучих кислот, при этом получаются новая соль и новая кислота.

Например:

а) в результате реакции образуется более слабая кислота или более летучая кислота:

Na 2 S + 2НС1 = 2NaCl + H 2 S

б) возможны и реакции солей сильных кислот с более слабыми кислотами, если в результате реакции образуется малорастворимая соль:

СuSО 4 + Н 2 S = СuS + H 2 SO 4 .

4. Соли в растворах вступают в обменные реакции с другими солями , при этом получаются две новые соли.

Например:

NaС1 + АgNO 3 = AgCl + NaNO 3 ,

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

CuSO 4 + Na 2 S = CuS+ Na 2 SO 4 .

Следует помнить, что обменные реакции протекают практически до конца, если один из продуктов реакции выделяется из сферы реакции в виде осадка, газа или если при реакции образуется вода или другой слабый электролит.

Оксиды . Азот образует пять оксидов со степенями окисления +1, +2, +3, +4, +5.

Оксиды N 2 O и NO несолеобразующие (что это означает?), а остальные оксиды - кислотные: соответствует азотистая кислота , a - азотная кислота . Оксид азота (IV) при растворении в воде одновременно образует две кислоты - HNO 2 и HNO 3:

2NO 2 + Н 2 O = HNO 2 + HNO 3 .

Если его растворить в воде в присутствии избытка кислорода, получается только азотная кислота:

4NO 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4HNO 3 .

Оксид азота (IV) NO 2 - бурый, очень ядовитый газ. Он легко получается при окислении кислородом воздуха бесцветного несолеобразующего оксида азота (II):

2NO + O 2 = 2NO 2 .

Азотная кислота HNO 3 . Это бесцветная жидкость, которая «дымится» на воздухе. При хранении на свету концентрированная азотная кислота желтеет, так как частично разлагается с образованием бурого газа NO 2:

4HNO 3 = 2Н 2 O + 4NO 2 + O 2 .

Азотная кислота проявляет все типичные свойства сильных кислот: взаимодействует с оксидами и гидроксидами металлов, с солями (составьте соответствующие уравнения реакций).

Лабораторный опыт № 32
Свойства разбавленной азотной кислоты

Проделайте опыты, доказывающие, что азотная кислота проявляет типичные свойства кислот. Поместите в пробирку немного чёрного порошка или одну гранулу оксида меди (II), прилейте в неё 1-2 мл раствора азотной кислоты. Закрепите пробирку в держателе и подогрейте на пламени спиртовки. Что наблюдаете? Запишите молекулярное и ионное уравнения. Прилейте в пробирку 1-2 мл раствора щёлочи, добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Добавьте к содержимому пробирки раствор азотной кислоты до исчезновения окраски. Как называется эта реакция? Запишите её молекулярное и ионное уравнения. Налейте в пробирку 1 мл раствора медного купороса, прилейте 1-2 мл раствора щёлочи. Что наблюдаете? Добавьте к содержимому пробирки раствор азотной кислоты до исчезновения осадка. Запишите молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.

С металлами азотная кислота ведёт себя по-особому - ни один из металлов не вытесняет из азотной кислоты водород, независимо от её концентрации (для серной кислоты такое поведение характерно только в её концентрированном состоянии). Это объясняется тем, что HNO 3 является сильным окислителем, в ней азот имеет максимальную степень окисления +5. Именно он и будет восстанавливаться при взаимодействии с металлами.

Продукт восстановления зависит от положения металла в ряду напряжений, от концентрации кислоты и условий проведения реакции. Например, при взаимодействии с медью концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV):

Лабораторный опыт № 33
Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью

Осторожно налейте в пробирку 1 мл концентрированной азотной кислоты. Кончиком стеклянной трубочки зачерпните чуть-чуть порошка меди и высыпьте его в пробирку с кислотой. (Если в кабинете отсутствует порошок меди, можно использовать небольшой кусочек очень тоненькой медной проволоки, которую необходимо предварительно скатать в комочек.) Что наблюдаете? Почему реакция протекает без нагревания? Почему этот вариант проведения опыта не требует использования вытяжного шкафа? Если площадь соприкосновения меди с азотной кислотой будет меньше предложенного варианта проведения эксперимента, то какие условия необходимо соблюдать? После проведения эксперимента немедленно поместите пробирки с содержимым в вытяжной шкаф. Запишите уравнение реакции и рассмотрите окислительно-восстановительные процессы.

Железо и алюминий при действии концентрированной HNO 2 покрываются прочной оксидной плёнкой, предохраняющей металл от дальнейшего окисления, т. е. кислота пассивирует металлы. Поэтому азотную кислоту, как и серную, можно перевозить в стальных и алюминиевых цистернах.

Азотная кислота окисляет многие органические вещества, обесцвечивает красители. При этом обычно выделяется много теплоты и вещество воспламеняется. Так, если к азотной кислоте прилить каплю скипидара, то происходит яркая вспышка, а тлеющая лучинка в азотной кислоте загорается (рис. 135).

Рис. 135.
Горение лучинки в азотной кислоте

Азотную кислоту широко применяют в химической промышленности для производства азотных удобрений, пластмасс, искусственных волокон, органических красителей и лаков, лекарственных и взрывчатых веществ (рис. 136).

Рис. 136.
Азотную кислоту используют для производства:
1 - удобрений; 2 - пластмасс; 3 - лекарственных средств; 4 - лаков; 5 - искусственных волокон; 6 - взрывчатых веществ

Соли азотной кислоты - нитраты получают при действии кислоты на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называют селитрами: NaNO 3 - натриевая селитра, KNO 3 - калийная селитра, Ca(NO 3) 2 - кальциевая селитра, NH 4 NO 3 - аммиачная селитра. Селитры применяют в качестве азотных удобрений.

Калийную селитру используют также при изготовлении чёрного пороха, а из аммиачной селитры, как вы уже знаете, готовят взрывчатое вещество аммонал. Нитрат серебра, или ляпис, AgNO 3 применяют в медицине как прижигающее средство.

Почти все нитраты хорошо растворимы в воде. При нагревании они разлагаются с выделением кислорода, например:

Новые слова и понятия

1. Несолеобразующие и кислотные оксиды азота.
2. Оксид азота (IV).
3. Свойства азотной кислоты как электролита и как окислителя.
4. Взаимодействие концентрированной и разбавленной азотной кислоты с медью.
5. Применение азотной кислоты.
6. Нитраты, селитры.

Задания для самостоятельной работы

1. Почему азотная кислота не образует кислых солей?
2. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций азотной кислоты с гидроксидом меди (II), оксидом железа (III) и карбонатом натрия.
3. Большинство солей азотной кислоты растворимы в воде, тем не менее предложите уравнение реакции HNO 3 с солью, в результате которой образуется осадок. Напишите ионное уравнение этой реакции.
4. Рассмотрите уравнения реакций разбавленной и концентрированной азотной кислоты с медью с точки зрения процессов окисления-восстановления.
5. Предложите две цепочки превращений, приводящих к получению азотной кислоты, исходя из азота и аммиака. Опишите окислительно-восстановительные реакции, используя метод электронного баланса.
6. Сколько килограммов 68%-й азотной кислоты можно получить из 276 кг (н. у.) оксида азота (IV)?
7. При прокаливании 340 г натриевой селитры получили 33,6 л (н. у.) кислорода. Рассчитайте массовую долю примесей в селитре.