Азотная кислота в нитраты уравнение

Нитраты: разложение и свойства

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов ( до Mg в электрохимическом ряду ) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например , разложение нитрата натрия:

Исключение – литий .

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

• Нитраты тяжелых металлов ( от Mg до Cu, включая магний и медь ) и литий разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например , разложение нитрата меди (II):

• Нитраты малоактивных металлов ( правее Cu ) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например , нитрат серебра:

Исключения:

Нитрат железа (II) разлагается до оксида железа (III):

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители .

Например , смесь 75% KNO₃, 15% C и 10% S называют «черным порохом»:

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

Урок №35. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения

Нитраты (селитры)

Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:

Me(NO 3 ) n

и

NH 4 NO 3

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами . Например, селитры: KNO 3 – нитрат калия (индийская селитра) , NаNО 3 – нитрат натрия (чилийская селитра) , Са(NО 3 ) 2 – нитрат кальция (норвежская селитра) , NH 4 NO 3 – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH 4 NO 3 из азота N 2 воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений .

Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

Cu + 4HNO 3 (k) = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O

2) Основный оксид + Азотная кислота

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

3) Основание + Азотная кислота

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

4) Аммиак + Азотная кислота

Вытеснительный ряд кислот

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В соответствие с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую :

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 ­↑

6) Оксид азота (IV) + щёлочь

2NO 2 + NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

в присутствии кислорода —

4NO 2 + O 2 + 4NaOH = 4NaNO 3 + 2H 2 O

Р яд активности металлов Бекетова Н.Н.

Химические свойства нитратов

I. Общие с другими солями

Металл, стоящий в ряду активности Бекетова Н.Н. левее, вытесняет последующие из их солей:

Cu(NO 3 ) 2 + Zn = Cu + Zn(NO 3 ) 2

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

2AgNO 3 + BaCl 2 = Ba(NO 3 ) 2 + 2AgCl↓

II. Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений (см. схему «Термическое разложение нитратов»):

С хем а «Термическое разложение нитратов»

1) Нитраты щелочных (исключение — нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO 3 = T,°C = 2NaNO 2 + O 2 ­↑

2КNO 3 = T,°C = 2KNO 2 + O 2

2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:

2Mg(NO 3 ) 2 = T,°C = 2MgO + 4NO 2 ­↑ + O 2 ­↑

2Cu(NO 3 ) 2 = T,°C = 2CuO + 4NO 2 ­ ↑+ O 2 ­↑

3) Нитраты наименее неактивных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

Hg(NO 3 ) 2 = T,°C = Hg + 2NO 2 ­↑ + O 2 ­↑

2AgNO 3 = T,°C = 2Ag + 2NO 2 ­↑+ O 2 ­↑

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

NH 4 NO 3 = 190-245°C = N 2 O↑+ 2H 2 O

2NH 4 NO 3 = 250-300°C = N 2 ↑ + 2NO + 4H 2 O

2NH 4 NO 3 = >300°C = 2N 2 ↑+ O 2 + 4H 2 O

NH 4 NO 2 = T,°C = N 2 ↑+ 2H 2 O

Качественная реакция на нитрат-ион NO 3 –

Взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н 2 SO 4 (конц.).

В большую сухую пробирку поместить зачищенную медную пластинку, несколько кристалликов нитрата калия, прилить несколько капель концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи и нагреть.

Признаки реакции — в пробирке появляются бурые пары оксида азота (IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II) .

Протекают следующие уравнения реакций:

Cu + 4HNO 3 ( конц.) = T,°C = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Азотные удобрения

Азот один из основных элементов, необходимых для жизни, так как входит в состав всех аминокислот, а значит и белка. Вне белковых тел жизнь невозможна. Атмосферный азот растения усваивать непосредственно не умеют, зато они усваивают азот из почвы в двух формах: одна нитратная (в виде нитрат – ионов), другая – аммонийная (в виде ионов аммония). Причем наиболее предпочтительна аммонийная, потому что азот в этой форме сразу идет на построение аминокислот, образующих белок.

А вот нитратная форма должна сначала восстановиться до аммонийной и только потом будет усвоена растением. Без достаточного количества азота в почве растение не сможет набрать нужную вегетативную массу, а вот если его совсем не будет хватать, тогда нижние листья растений становятся бледно-зелеными, а потом уже все, начиная с верхушки, буреют и отпадают.

После уборки урожая азот в больших количествах уносится из почвы и вновь внести его в землю можно только с помощью минеральных удобрений. Недостаток азота в почве издавна восполняли органическими подкормками: перегноем и навозом. Производимые сейчас минеральные удобрения нельзя также вносить неконтролируемо, например, сульфат аммония после многократного внесения из-за гидролиза соли может привести к закислению почв, и его нужно нейтрализовать известью.

Все азотные удобрения хорошо растворимы в воде. Самое первое широко применяемое минеральное удобрение – это чилийская селитра (нитрат натрия), его впервые обнаружили и стали вывозить из Чили. Однако, запасы чилийской селитры стали быстро истощаться в связи с тем, что ее использовали и для производства пороха. Другим даже более ценным для растения стало удобрение – аммиачная селитра, его производство наладили после открытого немцем Фридрихом Габером способа связывания атмосферного азота в аммиак. Аммиачная селитра содержит азот сразу в двух формах: в нитратной и аммонийной. Получают ее так:

Неудобство в ее использовании состоит в том, что оно легко слеживается, поэтому его нужно гранулировать, а также оно хорошо растворимо в воде, поэтому может быть смыто с поля первым же ливнем, и кроме того, при определенных условиях (при повышении температуры около 200 о С) становится даже взрывоопасным.

Самое концентрированное и лекгоусваиваемое растениями азотное удобрение – это широко известная мочевина или карбамид – (NH 2 ) 2 CO, массовая доля азота в нем 46%. Технологический процесс его производства довольно сложен и идет под давлением 20000 КПа и температуре около 200 0 С и выражается уравнением:

2NH 3 + CO 2 = (NH 2 ) 2 CO + H 2 O

Химическая промышленность выпускает также и сульфат аммония, гораздо более бедный по содержанию азота в нем, но зато очень дешевый, ведь это удобрение получают как побочный продукт при очистке коксового газа от аммиака серной кислотой:

К его недостаткам можно отнести относительную бедность азотом и при многократном его использовании закисление почв.