Тип урока: Урок передачи и приобретения новых знаний и умений.

Цели: Повторить и закрепить знания об общих химических свойствах кислот; изучить строение молекулы азотной кислоты, физические и специфические химические свойства азотной кислоты – взаимодействие ее с металлами; познакомить учащихся с промышленным и лабораторным способами получения чистой азотной кислоты.

В результате урока необходимо знать:

1. Состав и строение молекулы азотной кислоты; число ковалентных связей, образуемых атомом азота и степень окисления азота в молекуле азотной кислоты.
2. Общие химические свойства азотной кислоты: взаимодействие с индикаторами (лакмусом и метилоранжем), с основными и амфотерными оксидами, основаниями, с солями более слабых и более летучих кислот.
3. Специфические химические свойства азотной кислоты: взаимодействие ее с металлами.
4. Лабораторный и промышленный способы получения азотной кислоты.

Необходимо уметь:

1. Составлять уравнения химических реакций с позиции теории электролитической диссоциации.
2. Составлять уравнения реакций взаимодействия концентрированной и разбавленной кислоты с металлами с использованием метода электронного баланса.

Методы и методические приемы:

1. Беседа.
2. Самостоятельная работа учащихся по составлению уравнений химических реакций азотной кислоты с металлами.
3. Лабораторная работа по изучению общих химических свойств азотной кислоты;
4. Составление опорного конспекта.
5. Творческая работа: сообщение учащегося о получении азотной кислоты.
6. Демонстрация опытов: взаимодействие разбавленной и концентрированной азотной кислоты с медью.
7. Демонстрация слайдов с помощью мультимедиа проектора.
8. Взаимопроверка и взаимооценка результатов самостоятельной работы.

Оборудование и реактивы:

На столах учащихся: растворы азотной кислоты HNO 3 (20 – 25 %), индикаторы лакмус и метилоранж, раствор гидроксида натрия NaOH, раствор сульфата меди (II) CuSO 4 , раствор сульфата железа (II) FeSO 4 , оксид меди (II) CuO, оксид алюминия Al2O 3 , раствор карбоната натрия Na 2 CO 3 , пробирки, пробиркодержатели.
На столе учителя: концентрированная азотная кислота HNO 3 (60 – 65 %), разбавленная азотная кислота HNO 3 (30 %), штатив с пробирками, медная проволока (кусочки), газоотводная трубка, кристаллизатор с водой, пробиркодержатель, мультимедийная установка (компьютер, проектор, экран).

План урока:
План урока написан на доске и отпечатан для составления опорного конспекта на столах учащихся (Приложение 1)

Ход урока:

I Повторение.

Учитель: На прошлых уроках мы изучили некоторые соединения азота. Давайте вспомним их.
Ученик: Это аммиак, соли аммония, оксиды азота.
Учитель: Какие оксиды азота являются кислотными?
Ученик: Оксид азота (III) N 2 O 3 – азотистый ангидрид и оксид азота (V) N 2 O 5 – азотный ангидрид, ему соответствует азотная кислота HNO3.
Учитель: Каков качественный и количественный состав азотной кислоты?

Учитель пишет на доске формулу азотной кислоты и просит ученика расставить степени окисления

Ученик: Молекула состоит из трех химических элементов: H, N, O – из одного атома водорода, одного атома азота и трех атомов кислорода.

II Состав и строение HNO 3

Учитель: Как же образуется молекула азотной кислоты?

Учитель показывает презентацию об азотной кислоте (Приложение 2 – презентация, Приложение 3 – текст пояснения к презентации)

III Физические свойства:

Учитель: Теперь переходим к изучению физических свойств азотной кислоты.

Учащиеся составляют краткое описание физических свойств азотной кислоты.

Учитель на демонстрационном столе показывает, что представляет собой концентрированная азотная кислота HNO (60 – 65 %) - бесцветная жидкость, «дымящаяся на воздухе», с едким запахом. Концентрированная 100 % - ая HNO 3 иногда окрашена в желтоватый цвет, т.к. она летучая и нестойкая, и при комнатной температуре разлагается с выделением оксида азота (IV) или «бурого» газа, именно поэтому ее хранят в бутылках из темного стекла.

Учитель на доске пишет уравнение химической реакции разложения азотной кислоты:

Учитель: Азотная кислота гигроскопична, смешивается с водой в любых отношениях. В водных растворах – сильный электролит, при температуре – 41,6 0 С затвердевает. На практике применяется 65 % азотная кислота, она не дымит, в отличие от 100 % - ой.

IV Химические свойства

Учитель: Переходим к следующему этапу урока. Азотная кислота – сильный электролит. Следовательно, ей будут присущи все общие свойства кислот. С какими веществами реагируют кислоты?
Ученик: С индикаторами, с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, с солями более слабых и летучих кислот, с металлами.
Учитель: Перед вами общие свойства кислот.

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает презентацию об общих химических свойствах кислот (Приложение 4).

Учитель: Проведем экспериментальный этап урока. Ваша задача – провести химические реакции, подтверждающие химические свойства кислот, на примере азотной кислоты. Работать будете группами по 4 человека. На партах лежат инструкции к лабораторным опытам (Приложение 5). В тетрадях надо составить уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде.

Учитель: Переходим к специфическим химическим свойствам азотной кислоты. Следует отметить, что азотная кислота, и разбавленная, и концентрированная, при взаимодействии с металлами не выделяет водород, а может выделять различные соединения азота – от аммиака до оксида азота (IV).

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает презентацию о возможных продуктах восстановления азотной кислоты (Приложение 6).

Учитель: Посмотрим на схему. У каждого на столах лежат схемы восстановления азотной кислоты (разбавленной и концентрированной) металлами (Приложение 7).

1. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с медью. Собирание оксида азота (II) над водой.
2. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью. Получение оксида азота (IV).

На доске записывает уравнения реакций:

Учитель: На основе опытов можно сделать выводы:

Учитель: Пользуясь схемами восстановления концентрированной и разбавленной азотной кислоты металлами, а также учебником на стр. 127, перейдем к самостоятельной работе по вариантам (Приложение 8). Каждый выполняет свой вариант. Вам предложены карточки – задания. Время работы 5-7 минут.

Включается мультимедийная установка. Учитель показывает правильные варианты ответов (Приложение 9). Учащиеся проверяют правильность выполнения задания.

V Получение азотной кислоты HNO 3

Ученик: (сообщение) В лаборатории азотную кислоту получают взаимодействием калийной или натриевой селитры с концентрированной серной кислотой при нагревании или без нагревания:

В промышленности азотную кислоту получают каталитическим окислением аммиака, синтезированного из азота воздуха:

Ученик показывает схему получения азотной кислоты (Приложение 10), а учащиеся записывают уравнения реакций в тетрадь.

VI Заключение

Учитель: На сегодняшнем уроке мы познакомились с составом и строением азотной кислоты. Повторили и закрепили общие свойства кислот на примере азотной кислоты, закрепили свои знания по теории ТЭД, теории строения атома и химической связи. Изучили специфические свойства азотной кислоты, а именно взаимодействие ее с металлами. Познакомились со способами получения азотной кислоты.

Д/з: § 33, упр. 4 на стр. 128 учебника;
задачи: 4 – 35, 4 – 41 задачник;
выучить конспект.

Список литературы

1. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. – М.: Вентана – Граф, 2004.
2. Энциклопедия для детей. Химия. – М.: Аванта, 2000.
3. Максименко О.О. Химия. Пособие для поступающих в вузы. – М.: Эксмо, 2003.
4. Полосин В.С., Прокопенко В.Г. Практикум по методике преподавания химии. Учебное пособие. – М.: Просвещение, 1989.
5. Мартыненко Б.В. Химия: Кислоты и основания. – М.: Просвещение, 2000.

Азотная кислота и ее свойства.

Чистая азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

4HN0 3 = 4N0 2 + 0 2 + 2Н 2 0.

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот: в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н+ и N0 _ .

Азотная кислота - один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор -в фосфорную.

Азотная кислота действует почти на все металлы (см. разд. 11.3.2), превращая их в нитраты, а некоторые металлы - в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

4 +3 +2 +1 0 -3

N0 2 N 2 0 3 NO N 2 О N 2 NH 4 N0 3

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется N0. В случае более активных металлов - железа, цинка - образуется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами - цинком, магнием, алюминием - с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Си + HN0 3(конц.) - Cu(N0 3) 2 + N0 2 + Н 2 0;

Си + HN0 3 (разбавл.) -^ Си(N0 3) 2 + N0 + Н 2 О;

Mg + HN0 3 (разбавл.) -> Mg(N0 3) 2 + N 2 0 + н 2 0 ;

Zn + HN0 3(очень разбавл.) - Zn(N0 3) 2 + NH 4 N0 3 + Н 2 0.

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до N0 2 , например

S + 6HNO 3 = H 2 S0 4 + 6N0 2 + 2Н 2 0.

ЗР + 5HN0 3 + 2Н 2 0 = ЗН 3 РО 4 + 5N0

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO 3 , протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет не-которые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» - золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (1П), или хлорида нитрозила, N0C1:

HN0 3 + ЗНС1 = С1 2 + 2Н 2 0 + N0C1.

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлага-ется:

2N0C1 = 2N0 + С1 2 .

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

Au + HN0 3 + ЗНС1 = AuCl 3 + NO + 2Н 2 0;

3Pt + 4HN0 3 + 12НС1 = 3PtCl 4 + 4N0 + 8Н 2 0.

На многие органические вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами - NO 2 . Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

2KN0 3 = 2KN0 2 +О 2

Промышленное получение азотной кислоты. Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причем продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов окисление аммиака кислородом может протекать иначе. Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определенном составе смеси происходит почти полное превращение NH 3 в N0:

4NH 3 (r) + 5О 2 (г) = 4NO(r) + 6Н 2 О(г), АН = -907 кДж.

Образовавшийся N0 легко переходит в NO 2 , который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины.

Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концентрируют.

Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45 %, а концентрированная - 98 и 97 %. Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную - в цистернах из кислотоупорной стали.

Билет 5

2. Роль железа в процессе жизнедеятельности организма.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками.

Введение

Вы увлекаетесь цветоводством и пришли в магазин, чтобы купить удобрения для своих цветов. Пересматривая различные названия и составы, вы заметили бутыль с надписью "Азотное удобрение". Читаем его состав: "Фосфор, кальций, то-се... Азотная кислота? А это еще что за зверь?!". Обычно с азотной кислотой знакомятся именно в такой обстановке. И многим тогда же захочется узнать о ней побольше. Сегодня я постараюсь удовлетворить ваше любопытство.

Определение

Азотная кислота (формула HNO 3) является сильной одноосновной кислотой. В неокисленном состоянии она выглядит так, как на фото 1. В обычных условиях это жидкость, но ее можно перевести в твердое агрегатное состояние. И в нем она напоминает кристаллы, имеющие моноклинную или ромбическую решетку.

Химические свойства азотной кислоты

Имеет способность хорошо смешиваться с водой, где происходит почти полная диссоциация этой кислоты на ионы. Концентрированная азотная кислота имеет бурый цвет (фото). Его обеспечивает разложение на диоксид азота, воду и кислород, происходящее из-за солнечного света, который падает на нее. Если ее нагреть, произойдет такое же разложение. С ней реагируют все металлы, за исключением тантала, золота и платиноидов (рутения, родия, палладия, иридия, осмия и платины). Однако ее соединение с соляной кислотой может даже растворять некоторые из них (это так называемая "царская водка"). Азотная кислота, имеющая любую концентрацию, может проявляться в качестве окислителя. Многие органические вещества при взаимодействии с ней могут самовоспламеняться. А некоторые металлы в этой кислоте будут пассивироваться. При действии на них (а также при реакции с оксидами, карбонатами и гидроксидами) азотная кислота образует свои соли, носящие название нитратов. Последние хорошо растворяются в воде. Но нитрат-ионы в ней не гидролизуются. Если нагреть соли данной кислоты, то произойдет их необратимое разложение.

Получение

Для получения азотной кислоты синтетический аммиак окисляют с помощью платино-родиевых катализаторов до появления смеси нитрозных газов, которые в дальнейшем поглощаются водой. Также она образуется, когда смешивают и нагревают калиевую селитру и железный купорос.

Применение

С помощью азотной кислоты производят минеральные удобрения, взрывчатые и некоторые отравляющие вещества. Ею травят печатные формы (офортные доски, магниевые клише и т.д.), а еще подкисляют тонирующие растворы для фото. Из азотной кислоты производят красители и лекарства, а также с ее помощью определяют наличие золота в золотых сплавах.

Физиологическое воздействие

Учитывая степень влияния азотной кислоты на организм, ее относят к 3-му классу опасности (умеренно опасная). Вдыхание ее паров приводит к раздражению дыхательных путей. При попадании на кожу азотная кислота оставляет множество долго заживающих язв. Участки кожи, куда она попала, становятся характерного желтого цвета (фото). Говоря научным языком, происходит ксантопротеиновая реакция. Диоксид азота, который получается при нагревании азотной кислоты или ее разложении на свету, очень токсичен и может вызвать отек легких.

Заключение

Азотная кислота приносит пользу человеку как в разбавленном, так и в чистом состоянии. Но чаще всего она встречается в составе веществ, многие из которых вам наверняка знакомы (например, нитроглицерин).

Азотная кислота: свойства и реакции,
лежащие в основе производства

9 класс

Приходя на урок химии, ребята хотят узнать новое и применить свои знания, особенно им нравится самостоятельно добывать информацию и экспериментировать. Данный урок построен так, чтобы, изучая новый материал, учащиеся могли привлечь ранее приобретенные знания: строение атома азота, типы химической связи, электролитическая диссоциация, окислительно-восстановительные реакции, техника безопасности при проведении эксперимента.

Цели. Повторить классификацию и свойства оксидов азота, а также общие свойства азотной кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД). Познакомить учащихся с окислительными свойствами азотной кислоты на примере взаимодействия разбавленной и концентрированной кислоты с металлами. Дать понятие о способах получения азотной кислоты и областях ее применения.

Оборудование. На каждом столе перед учащимися план урока, схема взаимодействия азотной кислоты с металлами, набор реактивов, тесты для закрепления изученного материала.

П л а н у р о к а

Оксиды азота.

Состав и строение молекулы азотной кислоты.

Физические свойства азотной кислоты.

Химические свойства азотной кислоты.

Получение азотной кислоты.

Применение азотной кислоты.

Закрепление материала (тест по вариантам).

ХОД УРОКА

Оксиды азота

Учитель. Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?

Ученики самостоятельно записывают формулы пяти оксидов азота, называют их, вспоминают азотсодержащие кислородные кислоты и устанавливают соответствие между оксидами и кислотами. Один из учеников записывает на доске (таблица).

Таблица

Сопоставление оксидов азота, кислот и солей

Демонстрационный опыт:
взаимодействие оксида азота(IV) с водой

Учитель. В сосуд с NO 2 приливаем немного воды и взбалтываем содержимое, затем испытываем полученный раствор лакмусом.

Что наблюдаем? Раствор краснеет из-за образовавшихся двух кислот.

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

Степень окисления азота в NO 2 равна +4, т.е. она является промежуточной между +3 и +5, которые в растворе более устойчивы, поэтому оксиду азота(IV) соответствуют сразу две кислоты – азотистая и азотная.

Состав и строение молекулы

Учитель. На доске запишите молекулярную формулу азотной кислоты, вычислите ее молекулярную массу и отметьте степени окисления элементов. Составьте структурную и электронную формулы.

Ученики составляют следующие формулы (рис. 1).

Рис. 1. Неверные структурная и электронная формулы азотной кислоты

Учитель. Согласно этим формулам вокруг азота вращается десять электронов, но этого не может быть, т.к. азот находится во втором периоде и максимально на внешнем слое у него может быть только восемь электронов. Это противоречие устраняется, если предположить, что между атомом азота и одним из атомов кислорода образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму (рис. 2).

Рис. 2. Электронная формула азотной кислоты.
Электроны атома азота обозначены черными точками

Тогда структурную формулу азотной кислоты можно было бы изобразить так (рис. 3):

Рис. 3. Структурная формула азотной кислоты
(донорно-акцепторная связь показана стрелкой)

Однако опытным путем доказано, что двойная связь равномерно распределена между двумя атомами кислорода. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5, а валентность (обратите внимание) равна четырем, ибо имеются только четыре общие электронные пары.

Физические свойства азотной кислоты

Учитель. Перед вами флаконы с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. Опишите физические свойства, которые вы наблюдаете .

Ученики описывают азотную кислоту как жидкость тяжелее воды, желтоватого цвета, с резким запахом. Раствор азотной кислоты без цвета и без запаха.

Учитель. Я добавлю, что температура кипения азотной кислоты +83 °С, температура замерзания –41 °С, т.е. при обычных условиях это жидкость. Резкий запах и то, что при хранении она желтеет, объясняется тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается.

Химические свойства кислоты

Учитель. Вспомните, с какими веществами взаимодействуют кислоты? (Учащиеся называют.)

Перед вами реактивы, проделайте перечисленные реакции* и запишите свои наблюдения (реакции записывать надо в свете ТЭД).

А теперь обратимся к специфическим свойствам азотной кислоты.

Мы отметили, что кислота при хранении желтеет, теперь докажем это химической реакцией:

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

(Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции.)

Выделяющийся «бурый газ» (NO 2) окрашивает кислоту.

Особо ведет себя эта кислота по отношению к металлам. Вы знаете, что металлы вытесняют водород из растворов кислот, но при взаимодействии с азотной кислотой этого не происходит.

Посмотрите на схему у вас на парте (рис. 4), где показано, какие газы выделяются при реакции кислоты различной концентрации с металлами. (Работа со схемой.)

Рис. 4. Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами

Демонстрационный опыт:
взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью

Очень эффективна демонстрация реакции азотной кислоты (конц.) с порошком меди или мелко нарезанными кусочками медной проволоки:

Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции:

Получение кислоты

Учитель. Урок будет неполным, если мы не рассмотрим вопрос получения азотной кислоты.

Лабораторный способ: действие концентрированной серной кислоты на нитраты (рис. 5).

NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 .

В промышленности кислоту в основном получают аммиачным способом.

Рис. 5. Для получения азотной кислоты в лаборатории до сих пор
удобно использовать старинную химическую посуду – реторту

Способ получения кислоты из азота и кислорода при температуре свыше 2000 °С (электродуговой) особого распространения не получил.

В России история получения азотной кислоты связана с именем химика-технолога Ивана Ивановича Андреева (1880–1919).

Он в 1915 г. создал первую установку по производству кислоты из аммиака и реализовал разработанный способ в заводском масштабе в 1917 г. Первый завод был построен в Донецке.

Этот метод включает несколько этапов.

1) Подготовка аммиачно-воздушной смеси.

2) Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновой сетке:

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

3) Дальнейшее окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV):

2NO + O 2 = 2NO 2 .

4) Растворение оксида азота(IV) в воде и получение кислоты:

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

Если растворение проводить в присутствии кислорода, то весь оксид азота(IV) переходит в азотную кислоту.

5) Заключительный этап получения азотной кислоты – очистка газов, выходящих в атмосферу, от оксидов азота. Состав этих газов: до 98% азота, 2–5% кислорода и 0,02–0,15% оксидов азота. (Азот изначально был в воздухе, взятом для окисления аммиака.) Если оксидов азота в этих отходящих газах больше 0,02%, то специально проводят каталитическое восстановление их до азота, потому что даже такие малые количества этих оксидов приводят к большим экологическим проблемам.

После всего сказанного возникает вопрос: а зачем нам нужна кислота?

Применение кислоты

Учитель. Азотную кислоту используют для производства: азотных удобрений, и в первую очередь аммиачной селитры (как ее получают?); взрывчатых веществ (почему?); красителей; нитратов, о которых речь пойдет на следующем уроке.

Закрепление материала

Фронтальный опрос класса

– Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?

– С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?

– Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?

Тест

В а р и а н т 1

1. Какой ряд чисел соответствует распределению электронов по энергетическим уровням в атоме азота?

1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.

2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций:

1) HNO 3 (разб.) + Cu … ;

2) Zn + HNO 3 (конц.) … ;

3) HNO 3 + MgCO 3 … ;

4) CuO + KNO 3 … .

3. Укажите, какое уравнение иллюстрирует одну из стадий процесса промышленного производства азотной кислоты.

1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O;

2) 5HNO 3 + 3P + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;

3) N 2 + O 2 = 2NO.

4. Отрицательная степень окисления проявляется азотом в соединении:

1) N 2 O; 2) NO; 3) NO 2 ; 4) Na 3 N.

5. Взаимодействие медной стружки с концентрированной азотной кислотой приводит к образованию:

1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 ; 4) NH 3 .

В а р и а н т 2

1. Значение высшей валентности азота равно:

1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.

2. Запишите возможное взаимодействие концентрированной азотной кислоты со следующими металлами: натрий, алюминий, цинк, железо, хром.

3. Выберите вещества, являющиеся сырьем для производства азотной кислоты:

1) азот и водород;

2) аммиак, воздух и вода;

3) нитраты.

4. Концентрированная азотная кислота не реагирует с:

1) углекислым газом;

2) соляной кислотой;

3) углеродом;

4) гидроксидом бария.

5. При взаимодействии очень разбавленной кислоты с магнием образуется:

1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 O; 4) NH 4 NO 3 .

* Например, можно предложить ребятам проделать следующие лабораторные опыты.

1) В пробирку с раствором азотной кислоты добавьте лакмус и постепенно добавляйте раствор гидроксида натрия. Наблюдения запишите.

2) Положите в пробирку немного мела, добавьте разбавленную азотную кислоту.

3) Положите в пробирку немного оксида меди(II), добавьте разбавленную азотную кислоту. Какого цвета раствор? Зажмите пробирку в держателе и погрейте. Как изменяется цвет раствора? О чем говорит изменение цвета? – Прим. ред .

Один из наиболее важных продуктов, используемых человеком, - это нитратная кислота. Формула вещества - HNO 3 , оно же обладает и разнообразными физическими и химическими характеристиками, отличающими его от других неорганических кислот. В нашей статье мы изучим свойства азотной кислоты, ознакомимся с методами ее получения, а также рассмотрим сферы применения вещества в различных отраслях промышленности, медицины и сельского хозяйства.

Особенности физических свойств

Полученная в лаборатории азотная кислота, структурная формула которой приведена ниже, представляет собой бесцветную жидкость с неприятным запахом, более тяжелую, чем вода. Она быстро испаряется и имеет невысокую температуру кипения, равную +83 °С. Соединение легко смешивается с водой в любых пропорциях, образуя растворы различной концентрации. Более того, нитратная кислота может поглощать влагу из воздуха, то есть является гигроскопическим веществом. Структурная формула азотной кислоты неоднозначна, и может иметь две формы.

В молекулярном виде нитратная кислота не существует. В водных растворах различной концентрации вещество имеет вид следующих частиц: H 3 O + - ионов гидроксония и анионов кислотного остатка - NO 3 - .

Кислотно-основное взаимодействие

Азотная кислота, являющаяся одной из самых сильных кислот, вступает в обмена, нейтрализации. Так, с основными оксидами соединение участвует в обменных процессах, в результате которых получается соль и вода. Реакция нейтрализации - основное химическое свойство всех кислот. Продуктами взаимодействия оснований и кислот всегда будут соответствующие соли и вода:

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Реакции с металлами

В молекуле азотной кислоты, формула которой HNO 3 , азот проявляет самую высокую степень окисления, равную +5, поэтому вещество обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Как сильная кислота оно способно взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода. Однако она, в отличие от других кислот, может реагировать и с пассивными металлическими элементами, например, с медью или серебром. Реагенты и продукты взаимодействия определяются, как концентрацией самой кислоты, так и активностью металла.

Разбавленная азотная кислота и ее свойства

Если массовая доля HNO 3 составляет 0,4-0,6, то соединение проявляет все свойства сильной кислоты. Например, диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Индикаторы в кислой среде, например, фиолетовый лакмус, в присутствии избытка ионов H + меняет свою окраску на красную. Важнейшая особенность реакций нитратной кислоты с металлами - это невозможность выделения водорода, который окисляется до воды. Вместо него образуются различные соединения - оксиды азота. Например, в процессе взаимодействия серебра с молекулами азотной кислоты, формула которой HNO 3 , обнаруживается монооксид азота, вода и соль - нитрат серебра. Степень окисления азота в сложном анионе снижается, так как происходит присоединение трех электронов.

С активными металлическими элементами, такими, как магний, цинк, кальций, нитратная кислота реагирует с образованием окиси азота, валентность которого наименьшая, она равна 1. Также образуются соль и вода:

4Mg + 10HNO 3 = NH 4 NO 3 + 4Mg(NO 3) 2 + 3H 2 O

Если же азотная кислота, химическая формула которой HNO 3 , очень разбавлена, в этом случае, продукты ее взаимодействия с активными металлами будут различными. Это может быть аммиак, свободный азот или оксид азота (І). Все зависит от внешних факторов, к которым можно отнести степень измельчения металла и температуру реакционной смеси. Например, уравнение ее взаимодействия с цинком будет иметь следующий вид:

Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Концентрированная HNO 3 (96-98%) кислота в реакциях с металлами восстанавливается до диоксида азота, причем, это обычно не зависит от положения металла в ряду Н. Бекетова. Так происходит в большинстве при взаимодействии с серебром.

Запомним исключение из правила: концентрированная азотная кислота в обычных условиях не реагирует с железом, алюминием и хромом, а пассивирует их. Это значит, что на поверхности металлов образуется защитная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему их контакту с молекулами кислоты. Смесь вещества с концентрированной хлоридной кислотой в соотношении 3:1 называется царской водкой. Она имеет способность растворять золото.

Как нитратная кислота реагирует с неметаллами

Сильные окислительные свойства вещества приводят к тому, что в его реакциях с неметаллическими элементами, последние переходят в форму соответствующих кислот. Например, сера окисляется до сульфатной, бор - до борной, а фосфор - до фосфатных кислот. Приведенные ниже уравнения реакций подтверждают это:

S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O

Получение азотной кислоты

Наиболее удобный лабораторный способ получения вещества - взаимодействие нитратов с концентрированной Ее проводят при слабом нагревании, не допуская повышения температуры, так как в этом случае получившийся продукт разлагается.

В промышленности азотную кислоту можно добыть несколькими способами. Например, полученным из азота воздуха и водорода. Производство кислоты проходит в несколько стадий. Промежуточными продуктами будут оксиды азота. Вначале образуется монооксид азота NO, затем кислородом воздуха его окисляют до двуокиси азота. Наконец, в реакции с водой и избытком кислорода из NO 2 добывают разбавленную (40-60%) нитратную кислоту. Если ее перегонять с концентрированной сульфатной кислотой, можно повысить массовую долю HNO 3 в растворе до 98.

Вышеописанный метод производства нитратной кислоты, впервые был предложен основателем азотной промышленности в России И. Андреевым еще в начале 20 века.

Применение

Как мы помним, химическая формула азотной кислоты HNO 3 . Какая особенность химических свойств обуславливает ее применение, если нитратная кислота является многотоннажным продуктом химического производства? Это высокая окислительная способность вещества. Его применяют в фармацевтической промышленности для получения лекарственных препаратов. Вещество служит исходным сырьем для синтеза взрывчатых соединений, пластических масс, красителей. Нитратная кислота применяется в военной технике в качестве окислителя для ракетного топлива. Большой ее объем применяют в производстве важнейших видов азотных удобрений - селитр. Они способствуют повышению урожайности важнейших сельскохозяйственных культур и повышают содержание в плодах и зеленой массе белка.

Области применения нитратов

Рассмотрев основные свойства, получение и применение азотной кислоты, остановимся на использовании важнейших ее соединений - солей. Они являются не только минеральными удобрениями, некоторые из них имеют большое значение в военной промышленности. Например, смесь, состоящая из 75% нитрата калия, 15% мелкодисперсного угля и 5% серы называется черным порохом. Из нитрата аммония, а также порошка угля и алюминия получают аммонал - взрывчатое вещество. Интересное свойство солей нитратной кислоты - это их способность разлагаться при нагревании.

Причем, продукты реакции будут зависеть от того, ион какого металла входит в состав соли. Если металлический элемент находится в ряду активности левее магния, от в продуктах обнаруживаются нитриты и свободный кислород. Если металл, входящий в состав нитрата, расположен от магния до меди включительно, то при нагревании соли происходит образование диоксида азота, кислорода и оксида металлического элемента. Соли серебра, золота или платины при высокой температуре образуют свободный металл, кислород и двуокись азота.

В нашей статье мы выяснили, какая химическая формула азотной кислоты в химии, и какие особенности ее окислительных свойств имеют наиболее важное значение.