Da biste grafički prikazali formulu soli, trebali biste:

1. Ispravno napišite empirijsku formulu ovog spoja.

2. S obzirom da se bilo koja sol može predstaviti kao proizvod neutralizacije odgovarajuće kiseline i baze, formule kiseline i baze koje tvore ovu sol treba prikazati odvojeno.

Na primjer:

Ca(HSO 4) 2 - kalcijum hidrogen sulfat može se dobiti nepotpunom neutralizacijom sumporne kiseline H 2 SO 4 sa kalcijum hidroksidom Ca(OH) 2.

3. Odredite koliko je molekula kiseline i baze potrebno da se dobije molekul ove soli.

Na primjer:

Za dobijanje molekula Ca(HSO 4) 2 potrebni su jedan molekul baze (jedan atom kalcijuma) i dva molekula kiseline (dva kiselinska ostatka HSO 4  1).

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

Zatim treba da konstruišete grafičke slike formula utvrđenog broja molekula baze i kiseline i, mentalno odstranjujući hidroksilne anione baze i vodikove katione kiseline koji učestvuju u reakciji neutralizacije i formiraju vodu, dobijete grafički prikaz slika formule soli:

O – H H - O O O O

Ca + → Ca + 2 H - O - H

O – H H - O O O O

H- O O H- O O

Fizička svojstva soli

Soli su kristalne čvrste supstance. Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, mogu se podeliti na:

1) visoko rastvorljiv,

2) slabo rastvorljiv,

3) praktično nerastvorljiv.

Većina soli dušične i octene kiseline, kao i soli kalija, natrijuma i amonijuma, rastvorljive su u vodi.

Soli imaju širok raspon temperatura topljenja i termičkog razlaganja.

Hemijska svojstva soli

Hemijska svojstva soli karakterišu njihov odnos prema metalima, alkalijama, kiselinama i solima.

1. Soli u otopinama stupaju u interakciju s aktivnijim metalima.

Aktivniji metal zamjenjuje manje aktivni metal u soli (vidi Dodatak Tablica 9).

Na primjer:

Rb(NO 3) 2 + Zn = Rb + Zn(NO 3) 2,

Hg(NO 3) 2 + Cu = Hg + Cu(NO 3) 2.

2. Rastvori soli reaguju sa alkalijama, ovo proizvodi novu bazu i novu so.

Na primjer:

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

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl.

3. Soli reagiraju s otopinama jačih ili manje hlapljivih kiselina, ovo proizvodi novu so i novu kiselinu.

Na primjer:

a) kao rezultat reakcije nastaje slabija kiselina ili isparljivija kiselina:

Na 2 S + 2HC1 = 2NaCl + H 2 S

b) moguće su i reakcije soli jakih kiselina sa slabijim kiselinama ako reakcija rezultira stvaranjem slabo topljive soli:

SuSO 4 + N 2 S = SuS + H 2 SO 4 .

4. Soli u rastvorima stupaju u reakcije razmene sa drugim solima, ovo proizvodi dvije nove soli.

Na primjer:

NaS1 + AgNO 3 = AgCl + NaNO 3,

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

CuSO 4 + Na 2 S = CuS+ Na 2 SO 4.

Treba imati na umu da se reakcije izmjene odvijaju gotovo do kraja ako se jedan od produkta reakcije oslobodi iz reakcijske sfere u obliku taloga, plina ili ako se tijekom reakcije formira voda ili drugi slab elektrolit.

Oksidi. Dušik formira pet oksida sa oksidacionim stanjima +1, +2, +3, +4, +5.

Oksidi N 2 O i NO ne tvore soli (što to znači?), a preostali oksidi su kiseli: odgovara dušičnoj kiselini, a - dušičnoj kiselini. Dušikov oksid (IV), kada se rastvori u vodi, istovremeno formira dve kiseline - HNO 2 i HNO 3:

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

Ako se otopi u vodi u prisustvu viška kisika, dobiva se samo dušična kiselina:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3.

Dušikov oksid (IV) NO 2 je smeđi, veoma otrovan gas. Lako se dobiva oksidacijom bezbojnog dušikovog oksida (II) koji ne stvara soli sa kisikom iz zraka:

2NO + O 2 = 2NO 2.

Azotna kiselina HNO 3. To je bezbojna tečnost koja se „dimi“ u vazduhu. Kada se skladišti na svjetlu, koncentrirana dušična kiselina postaje žuta, jer se djelomično razlaže i formira smeđi plin NO 2:

4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.

Dušična kiselina ispoljava sva tipična svojstva jakih kiselina: stupa u interakciju sa metalnim oksidima i hidroksidima, sa solima (sastavljaju odgovarajuće jednačine reakcije).

Laboratorijski eksperiment br. 32
Svojstva razrijeđene dušične kiseline

Dušična kiselina se ponaša na poseban način s metalima - nijedan od metala ne istiskuje vodik iz dušične kiseline, bez obzira na njegovu koncentraciju (za sumpornu kiselinu ovo ponašanje je karakteristično samo u koncentriranom stanju). To se objašnjava činjenicom da je HNO 3 jako oksidaciono sredstvo; u njemu dušik ima maksimalno oksidacijsko stanje od +5. To je ono što će se obnoviti prilikom interakcije s metalima.

Produkt redukcije ovisi o položaju metala u seriji naprezanja, o koncentraciji kiseline i o uvjetima reakcije. Na primjer, kada reagira s bakrom, koncentrirana dušična kiselina se reducira u dušikov oksid (IV):

Laboratorijski eksperiment br. 33
Reakcija koncentrovane azotne kiseline sa bakrom

Gvožđe i aluminijum, kada su izloženi koncentrovanom HNO 2, prekriveni su trajnim oksidnim filmom, koji štiti metal od dalje oksidacije, tj. kiselina pasivira metale. Stoga se dušična kiselina, kao i sumporna kiselina, može transportovati u čeličnim i aluminijskim rezervoarima.

Dušična kiselina oksidira mnoge organske supstance i obezbojava boje. To obično oslobađa mnogo topline i supstanca se zapali. Dakle, ako se azotnoj kiselini doda kap terpentina, dolazi do blistavog bljeska i tinjajući komadić u dušičnoj kiselini zasvijetli (Sl. 135).

Rice. 135.
Spaljivanje ivera u azotnoj kiselini

Dušična kiselina ima široku primenu u hemijskoj industriji za proizvodnju azotnih đubriva, plastike, veštačkih vlakana, organskih boja i lakova, lekova i eksploziva (Sl. 136).

Rice. 136.
Dušična kiselina se koristi za proizvodnju:
1 - đubriva; 2 - plastika; 3 - lijekovi; 4 - lakovi; 5 - umjetna vlakna; 6 - eksploziv

Soli dušične kiseline - nitrati se dobivaju djelovanjem kiseline na metale, njihove okside i hidrokside. Natrijum, kalijum, kalcijum i amonijum nitrati se nazivaju nitrati: NaNO 3 - natrijum nitrat, KNO 3 - kalijum nitrat, Ca(NO 3) 2 - kalcijum nitrat, NH 4 NO 3 - amonijum nitrat. Nitrat se koristi kao azotno đubrivo.

Kalijum nitrat se takođe koristi u proizvodnji crnog baruta, a amonijum nitrat se, kao što već znate, koristi za pripremu eksploziva amonala. Srebrni nitrat, ili lapis, AgNO 3 se u medicini koristi kao sredstvo za kauterizaciju.

Gotovo svi nitrati su dobro rastvorljivi u vodi. Kada se zagriju, razgrađuju se oslobađajući kisik, na primjer:

Nove riječi i koncepti

1. Kiseli dušikovi oksidi koji ne stvaraju soli.
2. Dušikov oksid (IV).
3. Svojstva dušične kiseline kao elektrolita i kao oksidacijskog sredstva.
4. Interakcija koncentrirane i razrijeđene dušične kiseline s bakrom.
5. Primjena dušične kiseline.
6. Nitrati, nitrati.

Zadaci za samostalan rad

1. Zašto dušična kiselina ne stvara kisele soli?
2. Napišite molekularne i ionske jednadžbe za reakcije dušične kiseline s bakar (II) hidroksidom, željezo (III) oksidom i natrij karbonatom.
3. Većina soli dušične kiseline je rastvorljiva u vodi, međutim, predlaže se jednadžba za reakciju HNO 3 sa soli, što rezultira stvaranjem precipitata. Napišite ionsku jednačinu za ovu reakciju.
4. Razmotrite jednadžbe za reakcije razrijeđene i koncentrirane dušične kiseline s bakrom sa stanovišta oksidaciono-redukcionih procesa.
5. Predložite dva lanca transformacija koji vode do proizvodnje dušične kiseline, počevši od dušika i amonijaka. Opišite redoks reakcije koristeći metodu ravnoteže elektrona.
6. Koliko se kilograma azotne kiseline od 68% može dobiti iz 276 kg (N.S.) dušikovog oksida (IV)?
7. Kalciniranjem 340 g natrijum nitrata dobijeno je 33,6 litara kiseonika. Izračunajte maseni udio nečistoća u salitri.

Dušična kiselina postoji ili u rastvoru ili u gasnoj fazi. Nestabilan je i kada se zagrije, raspada se u pare:

2HNO 2 “NO+NO 2 +H 2 O

Vodeni rastvori ove kiseline se raspadaju kada se zagreju:

3HNO 2 “HNO 3 +H 2 O+2NO

Ova reakcija je stoga reverzibilna, iako je otapanje NO 2 praćeno stvaranjem dvije kiseline: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

Praktično, reakcijom NO 2 sa vodom, HNO 3 se dobija:

3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO

U pogledu kiselih svojstava, azotna kiselina je tek nešto jača od sirćetne kiseline. Njegove soli se nazivaju nitriti i, za razliku od same kiseline, stabilne su. Od otopina njegovih soli, otopina HNO 2 može se dobiti dodavanjem sumporne kiseline:

Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯

Na osnovu podataka o njenim spojevima, predlažu se dvije vrste strukture dušične kiseline:

koji odgovaraju nitritima i nitro spojevima. Nitriti aktivnih metala imaju strukturu tipa I, a niskoaktivni metali imaju strukturu tipa II. Gotovo sve soli ove kiseline su vrlo topljive, ali je srebrni nitrit najteži. Sve soli dušične kiseline su otrovne. Za hemijsku tehnologiju važni su KNO 2 i NaNO 2 koji su neophodni za proizvodnju organskih boja. Obje soli se dobivaju iz dušikovih oksida:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO2 +H2O ili pri zagrijavanju njihovih nitrata:

KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO

Pb je neophodan da veže oslobođeni kiseonik.

Od hemijskih svojstava HNO 2 oksidativna svojstva su izraženija, dok se sam svodi na NO:

Međutim, može se navesti mnogo primjera takvih reakcija u kojima dušična kiselina pokazuje redukciona svojstva:

Prisustvo azotne kiseline i njenih soli u rastvoru može se odrediti dodavanjem rastvora kalijum jodida i škroba. Nitritni jon oksidira jodni anion. Ova reakcija zahtijeva prisustvo H+, tj. javlja se u kiseloj sredini.

Azotna kiselina

U laboratorijskim uslovima dušična kiselina se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na nitrate:

NaNO 3 +H 2 SO 4(k) =NaHSO 4 +HNO 3 Reakcija se odvija uz malo zagrijavanje.

Proizvodnja dušične kiseline u industrijskoj mjeri odvija se katalitičkom oksidacijom amonijaka atmosferskim kisikom:

1. Prvo, mješavina amonijaka i zraka se propušta preko platinastog katalizatora na 800°C. Amonijak se oksidira u dušikov oksid (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2. Nakon hlađenja dolazi do dalje oksidacije NO do NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Rezultirajući dušikov oksid (IV) se otapa u vodi u prisustvu viška O 2 da bi formirao HNO 3: 4NO 2 +2H 2 O+O 2 =4HNO 3

Početni proizvodi - amonijak i zrak - temeljito se čiste od štetnih nečistoća koje truju katalizator (sumporovodik, prašina, ulja itd.).

Rezultirajuća kiselina je razrijeđena (40-60% kiseline). Koncentrovana azotna kiselina (96-98% jačine) se dobija destilacijom razblažene kiseline u mešavini sa koncentrovanom sumpornom kiselinom. U ovom slučaju isparava samo dušična kiselina.

Fizička svojstva

Dušična kiselina je bezbojna tečnost oštrog mirisa. Veoma higroskopan, „dimni“ u vazduhu, jer njegove pare sa zračnom vlagom stvaraju kapi magle. Meša se sa vodom u bilo kom omjeru. Na -41,6°C prelazi u kristalno stanje. Vri na 82,6°C.

U HNO 3, valencija dušika je 4, oksidacijsko stanje je +5. Strukturna formula dušične kiseline je prikazana na sljedeći način:

Oba atoma kisika, povezana samo s dušikom, su ekvivalentna: na istoj su udaljenosti od atoma dušika i svaki nosi polovinu naboja elektrona, tj. četvrti dio dušika podijeljen je podjednako između dva atoma kisika.

Elektronska struktura dušične kiseline može se zaključiti na sljedeći način:

1. Atom vodika se veže sa atomom kiseonika kovalentnom vezom:

2. Zbog nesparenog elektrona, atom kisika formira kovalentnu vezu s atomom dušika:

3. Dva nesparena elektrona atoma dušika formiraju kovalentnu vezu sa drugim atomom kisika:

4. Treći atom kiseonika, kada je pobuđen, formira slobodni 2p- orbitalni uparivanje elektrona. Interakcija usamljenog para dušika sa praznom orbitalom trećeg atoma kisika dovodi do stvaranja molekule dušične kiseline:

Hemijska svojstva

1. Razrijeđena dušična kiselina pokazuje sva svojstva kiselina. Spada u jake kiseline. Disocira u vodenim rastvorima:

HNO 3 “N + +NO - 3 Delimično se razlaže pod uticajem toplote i svetlosti:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 Stoga ga čuvajte na hladnom i tamnom mjestu.

2. Dušičnu kiselinu karakterišu isključivo oksidaciona svojstva. Najvažnije hemijsko svojstvo je njegova interakcija sa gotovo svim metalima. Vodonik se nikada ne oslobađa. Redukcija dušične kiseline ovisi o njenoj koncentraciji i prirodi redukcionog sredstva. Stupanj oksidacije dušika u redukcijskim proizvodima je u rasponu od +4 do -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Redukcijski produkti interakcije dušične kiseline različitih koncentracija s metalima različite aktivnosti prikazani su na dijagramu ispod.

Koncentrovana azotna kiselina na uobičajenim temperaturama ne stupa u interakciju sa aluminijumom, hromom i gvožđem. To ih stavlja u pasivno stanje. Na površini se stvara film oksida koji je nepropustan za koncentriranu kiselinu.

3. Azotna kiselina ne reaguje sa Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina i zlato su otopljeni u "regia vodki" - mješavini od 3 zapremine koncentrirane hlorovodonične kiseline i 1 zapremine koncentrirane azotne kiseline:

Au+HNO 3 +3HCl= AuCl 3 +NO+2H 2 O HCl+AuCl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12HCl=3PtCl 4 +4NO+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

Efekat "regia votke" je da dušična kiselina oksidira hlorovodoničnu kiselinu u slobodni hlor:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 Oslobođeni hlor se kombinuje sa metalima.

4. Nemetali se oksidiraju dušičnom kiselinom do odgovarajućih kiselina, a ovisno o koncentraciji redukuju se u NO ili NO 2:

S+bHNO 3(konc) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(konc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3(konc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H 2 O 3P+5HNO 3(p asb) +2H 2 O= 3H 3 PO 4 +5NO

5. Takođe je u interakciji sa organskim jedinjenjima.

Soli dušične kiseline nazivaju se nitrati i kristalne su tvari koje su vrlo topljive u vodi. Dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, njihove okside i hidrokside. Kalijum, natrijum, amonijum i kalcijum nitrati se nazivaju nitrati. Nitrati se uglavnom koriste kao mineralna azotna đubriva. Osim toga, KNO 3 se koristi za pripremu crnog praha (mješavina 75% KNO 3, 15% C i 10% S). Eksplozivni amonal je napravljen od NH 4 NO 3, aluminijumskog praha i trinitrotoluena.

Soli dušične kiseline se raspadaju kada se zagrijavaju, a produkti raspadanja zavise od položaja metala koji stvara soli u nizu standardnih elektrodnih potencijala:

Razgradnja pri zagrijavanju (termoliza) je važno svojstvo soli dušične kiseline.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO+NO 2 +O 2

Soli metala smještene u nizu lijevo od Mg formiraju nitrite i kisik, od Mg do Cu - metalni oksid, NO 2 i kisik, nakon Cu - bez metala, NO 2 i kisik.

Aplikacija

Dušična kiselina je najvažniji proizvod hemijske industrije. Velike količine se troše na pripremu azotnih đubriva, eksploziva, boja, plastike, veštačkih vlakana i drugih materijala. Pušenje

Dušična kiselina se koristi u raketnoj tehnologiji kao oksidator raketnog goriva.

9. RAZRED

Nastavak. Vidi br. 34, 35, 36, 37, 38/2003

Praktični rad br. 13.
Azotna kiselina. Nitrati
(završetak)

HNO 3 je jako oksidaciono sredstvo. Koncentrirana dušična kiselina oksidira nemetale do viših oksidacijskih stanja:

Pasivacija nastaje zbog stvaranja nerastvorljivih filmova metalnih oksida:

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

HNO 3 (konc.) može se skladištiti i transportovati bez pristupa vazduha u kontejnerima od Fe, Al, Ni.
Kvalitativna reakcija je interakcija HNO 3 sa Cu da bi se formirao smeđi gas NO 2 sa oštrim mirisom (osim toga nastaju so i voda).

Kako se koncentracija (razrjeđivanje) smanjuje, HNO 3 sa Zn može formirati različite proizvode koji sadrže dušik:

i u svim slučajevima sol i voda.

Bilješka . Za prepoznavanje nitratnog anjona koristi se difenilaminski indikator (rastvor (C 6 H 5) 2 NH u konc. H 2 SO 4).
Demonstraciono iskustvo . Prepoznavanje se vrši „tragovima“ ili kontaktom kapljica: pojavljuje se tamnoplava boja.

Nitrati– soli azotne kiseline, kristalne čvrste materije, veoma rastvorljive u vodi. Nitrati alkalnih metala, kalcijum i amonijum – salitra.
Većina nitrata su veoma dobra mineralna đubriva.
Nitrati su jaki oksidanti! Ugalj, sumpor i druge zapaljive materije sagorevaju u rastopljenom nitratu, jer svi nitrati (poput HNO 3) pri zagrevanju oslobađaju kiseonik i, u zavisnosti od hemijske aktivnosti metala, soli daju različite proizvode:

Složene tvari (terpentin, drvo, piljevina) također mogu sagorjeti u dušičnoj kiselini. Smjesa koncentrisane dušične i sumporne kiseline (smjesa za nitraciju) sa mnogim organskim tvarima stvara nitro spojeve (reakcija nitracije).
Mješavina 1 zapremine HNO 3 (konc.) i 3 zapremine HCl (konc.) naziva se „kraljevska voda“. Čak se zlato Au i platina Pt otapaju u takvoj mješavini:

Praktični rad 14.
Određivanje ortofosfata

Ciljevi. Naučite prepoznati ortofosfate, hidroortofosfate i dihidrogen ortofosfate po njihovoj topljivosti u vodi, hidrolizi i kvalitativnoj reakciji na ortofosfatni anion.
Oprema i reagensi. Stalak sa epruvetama, staklene epruvete sa gumenim prstenovima, sanitarna boca, lopatice (3 kom.); kristalni Ca 3 (PO 4) 2, CaHPO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, destilovana voda, univerzalni indikator, rastvori H 3 PO 4, NaCH 3 COO (= 10%), AgNO 3.

Praktični rad 15.
Određivanje mineralnih đubriva.
Rješavanje eksperimentalnih zadataka na temu
"Podgrupa azota"

Ciljevi. Razmotriti sastav i svojstva jedinjenja dušika i fosfora, njihove međukonverzije i metode prepoznavanja.
Oprema i reagensi. Alkoholna lampa, šibice, plavo staklo, filter papir, držač za epruvete, stalak sa epruvetama (2 kom.), lopatice (3 kom.), malter, tučak, sanitarna boca;
u epruvetama br. 1–3:
Opcija I – dvostruki superfosfat, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4,
Opcija II – NH 4 Sl, NaNO 3, KCl,
Opcija III – KNO 3, (NH 4) 2 SO 4, dvostruki superfosfat;
kristalne soli (NH 4) 2 SO 4, NH4Sl, amofos, vodeni rastvori CH 3 COONa (= 10%), AgNO 3, BaCl 2,
CH 3 COOH ( = 10%), NaOH, lakmus papir, CuO, Cu (čips), HNO 3 (raz.), HNO 3 (konc.), H 2 SO 4 (konc.), difenil indikator, (C 6 H 5) 2 NH u koncentrovanoj H 2 SO 4,
Ca(OH) 2 (suva), destilovana voda, AgNO 3 u HNO 3, u epruvetama br. 4–6 suve kristalne supstance: Na 2 SO 4, NH 4 Cl, NaNO 3, u epruvetama br. 7 i 8 : H 3 PO 4 i H 2 SO 4 (razblaženi rastvori), u epruvetama br. 9 i 10: Na 3 PO 4 i Ca 3 (PO 4) 2.

Eksperimentalni zadatak . Četiri numerisane boce sadrže vodene rastvore natrijum ortofosfata, amonijum sulfata, natrijum nitrata i kalijum hlorida. Koristeći najracionalnije metode prepoznavanja (vidi tabelu), odredite gdje se svaka supstanca nalazi.

Karakteristike nekih soli
(metode prepoznavanja)

Table

Rješenje

Svi joni u vodenoj sredini bezbojan, nemoguće ih je prepoznati po boji.
2) Budući da nijedna od supstanci (boce br. 1–4) nema lošiju rastvorljivost, rastvori se ne mogu razlikovati po ovom kriterijumu, sve su providni rastvori.
3) Dva rastvora sadrže iste katjone, ali svi sadrže različite anjone, tako da se kvalitativno prepoznavanje treba zasnivati ​​na anionima. Reagens za – AgNO 3 u prisustvu 10% rastvora CH 3 COONa (ili BaCl 2 i CH 3 COOH); reagens – rastvor BaCl 2; reagens za Cl – rastvor AgNO 3 u HNO 3 ; reagens - koncentrirani H 2 SO 4 i Cu (čips). Možete odmah identificirati, zatim pomoću jednog reagensa (AgNO 3), prepoznati sva tri preostala rješenja (ili obrnuto). Druge opcije traju duže i zahtijevaju znatno više reagensa.
4) Ispitati sva četiri uzorka rastvora sa rastvorom AgNO 3 (1–2 kapi): rastvor iz boce br. 4 je ostao nepromenjen – trebalo bi da bude rastvor NaNO 3; u tikvici br. 2 nalazi se bijeli kristalni talog, nerastvorljiv u kiselinama, ovo je rastvor KCl; druga dva uzorka daju mutne rastvore, pri dodavanju 10% rastvora CH 3 COONa, uzorak br. 3 daje žuti talog - ovo je rastvor Na 3 PO 4, a uzorak br. 1 - rastvor (NH 4 ) 2 SO 4 (zamućenje nestaje dodavanjem kiseline HNO 3).

Verifikacija primarnih testova.

U uzorak rastvora iz boce br. 1 dodati 1-2 kapi rastvora BaCl 2 i CH 3 COOH, rastvor postaje mlečne boje, jer se taloži beli kristalni talog:

Isti uzorak možete provjeriti dodavanjem alkalne otopine uz zagrijavanje. Oslobađa se gas NH 3, što je određeno karakterističnim mirisom i plavetnilom mokrog crvenog lakmus papira. Jednačina reakcije:

U uzorak rastvora iz boce br. 4 dodati koncentrovani H 2 SO 4 i Cu (strugotine) i lagano zagrejati. Oslobađa se smeđi plin oštrog mirisa, a otopina postaje zelenkasto-azurna boja:

5) Zaključak .

u bocama:
br. 1 – rastvor (NH 4) 2 SO 4,
br. 2 – rastvor KCl,
br. 3 – rastvor Na 3 PO 4,
br. 4 – rastvor NaNO 3.

Shema prepoznavanja

HNO 3 je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati-- dobiveno djelovanjem HNO 3 na metale, oksidi, hidroksidi ili karbonati. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi.

Soli dušične kiseline - nitrati - nepovratno se raspadaju kada se zagrijavaju, produkti raspadanja su određeni kationom:

• a) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od magnezijuma:
  • 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
• b) nitrati metala koji se nalaze u raspon napona između magnezijum I bakar:
  • 4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
• c) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu desno živa:
  • 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
• G) amonijum nitrat:

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

Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidirajuća svojstva, ali pri visokim temperaturama u čvrstom stanju, nitrati su jaki oksidanti, na primjer:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - kod taljenja čvrstih materija.

Cink I aluminijum u alkalnoj otopini, nitrati se redukuju u NH 3:

Soli azotne kiseline -- nitrati-- široko se koristi kao đubriva. Štoviše, gotovo svi nitrati su vrlo topljivi u vodi, pa ih u prirodi ima izuzetno malo u obliku minerala; izuzetak je čileanski (natrijum) salitra i indijska salitra ( kalijev nitrat). Većina nitrata se dobija veštačkim putem.

Ne reaguje sa azotnom kiselinom staklo, fluoroplastika-4.

Istorijski podaci

Metoda dobivanja razrijeđene dušične kiseline suhom destilacijom šalitre sa stipsom i bakar sulfatom očito je prvi put opisana u Jabirovim raspravama (Geber u latiniziranim prijevodima) u 8. stoljeću. Ova metoda, uz razne modifikacije, od kojih je najznačajnija zamjena bakar sulfata željeznim sulfatom, korištena je u evropskoj i arapskoj alhemiji do 17. stoljeća.

IN XVII vijeka Glauber predložio metodu za proizvodnju hlapljivih kiselina reakcijom njihovih soli s koncentriranom sumpornom kiselinom, uključujući dušičnu kiselinu iz kalijev nitrat, što je omogućilo uvođenje koncentrirane dušične kiseline u kemijsku praksu i proučavanje njenih svojstava. Metoda Glauber korišteno prije XX vijek, a njegova jedina značajna modifikacija bila je zamjena kalijum nitrata jeftinijim natrijum (čileanskim) nitratom.

U vreme M.V. Lomonosova, azotna kiselina se zvala jaka vodka. Industrijska proizvodnja, upotreba i djelovanje na organizam

Proizvodnja dušične kiseline

Dušična kiselina je jedan od najvećih proizvoda hemijske industrije.

Proizvodnja dušične kiseline

Savremeni način njegove proizvodnje zasniva se na katalitičkoj oksidaciji sintetike amonijak on platina-rodijum katalizatori(proces Ostwald) u smjesu oksidi nitrogen(dušišni gasovi), sa njihovom daljom apsorpcijom vode

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

Koncentracija Količina azotne kiseline koja se dobije ovom metodom varira u zavisnosti od tehnološke izvedbe procesa od 45 do 58%. Alhemičari su prvi dobili dušičnu kiselinu zagrijavanjem mješavine šalitre i željeznog sulfata:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 · 7H 2 O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ NE 2^ + 13H2O

Čistu dušičnu kiselinu prvi je dobio Johann Rudolf Glauber obradom nitrata koncentriranom sumpornom kiselinom:

KNO 3 + H2SO4(konc.) (t°) > KHSO 4+HNO3^

Daljnjom destilacijom dobija se tzv „dimljiva dušična kiselina“, koja praktično ne sadrži vodu.