Sa stupnjem oksidacije +1, +2, +3, +4, +5.
Oksidi N20 i N0 ne tvore soli (što to znači?), a ostali oksidi su kiseli: N2O3 odgovara dušičnoj kiselini HN02, a N205 odgovara dušičnoj kiselini HNO3. Dušikov oksid (IV) NO2, kada se otopi u vodi, istovremeno stvara dvije kiseline - HNO2 i HNO3.
Ako se otapa u vodi u prisustvu viška kisika, dobiva se samo dušična kiselina.
4N02 + 02 + 2H20 = 4HNO3
Dušikov oksid (IV) NO2 je smeđi, vrlo otrovni plin. Lako se dobiva oksidacijom bezbojnog dušikovog oksida (II) koji ne stvara sol s kisikom u zraku:
Sadržaj lekcije sažetak lekcije okvir za podršku lekcija prezentacija akcelerativne metode interaktivne tehnologije Praksa zadaci i vježbe samoprovjera radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća pitanja za raspravu retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video isječci i multimedija fotografije, slikovne grafike, tablice, sheme humor, anegdote, vicevi, stripovi parabole, izreke, križaljke, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale varalice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i nastaveispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjena zastarjelih znanja novima Samo za učitelje savršene lekcije kalendarski plan za godinu smjernice programi rasprava Integrirane lekcijeDefinicija soli u okviru teorije disocijacije. Soli se obično dijele u tri skupine: srednje, kiselo i bazično. U srednjim solima svi atomi vodika odgovarajuće kiseline zamijenjeni su atomima metala, u kiselim solima samo su djelomično zamijenjeni, u bazičnim solima OH skupine odgovarajuće baze djelomično su zamijenjeni kiselinskim ostacima.
Postoje i neke druge vrste soli, kao npr dvostruke soli, koji sadrže dva različita kationa i jedan anion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO 4) 2 (kalijeva stipsa); miješane soli, koji sadrže jedan kation i dva različita aniona: CaOCl 2 (ili Ca(OCl)Cl); kompleksne soli, koji uključuju kompleksni ion, koji se sastoji od središnjeg atoma povezanog s nekoliko ligandi: K 4 (žuta krvna sol), K 3 (crvena krvna sol), Na, Cl; hidratizirane soli(kristalni hidrati), koji sadrže molekule kristalizacijska voda: CuSO 4 5H 2 O (bakrov sulfat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova sol).
Naziv soli nastaje od naziva aniona iza kojeg slijedi naziv kationa.
Za soli kiselina bez kisika, nazivu nemetala dodaje se sufiks iskaznica, npr. natrijev klorid NaCl, željezo(H) sulfid FeS, itd.
Kod naziva soli kiselina koje sadrže kisik dodaje se latinski korijen naziva elementa u slučaju više stupnjeve završetak oksidacije — am, u slučaju nižih oksidacijskih stupnjeva, završetak -to. U imenima nekih kiselina, prefiks se koristi za označavanje najnižih oksidacijskih stanja nemetala hipo-, za soli perklorne i permanganske kiseline koristite prefiks po-, npr. kalcijev karbonat CaCO 3,željezo (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3, željezo (II) sulfit FeSO 3, kalij hipoklorit KOSl, kalij klorit KOSl 2, kalij klorat KOSl 3, kalij perklorat KOSl 4, kalij permanganat KMnO 4, kalij dikromat K 2 Cr 2 O 7 .
Kisele i bazične soli može se smatrati proizvodom nepotpune pretvorbe kiselina i baza. Prema međunarodnoj nomenklaturi, atom vodika, koji je dio kisele soli, označava se prefiksom hidro-, OH grupa - prefiks hidroksi, NaHS - natrijev hidrosulfid, NaHSO 3 - natrijev hidrosulfit, Mg (OH) Cl - magnezijev hidroksiklorid, Al (OH) 2 Cl - aluminijev dihidroksi klorid.
U naslovima kompleksni ioni prvi su naznačeni ligandi, a zatim naziv metala, koji označava odgovarajuće oksidacijsko stanje (rimski brojevi u zagradama). U nazivima složenih kationa koriste se ruski nazivi metala, na primjer: Cl 2 - tetraamin bakar (P) klorid, 2 SO 4 - diamin srebro (1) sulfat. U nazivima složenih aniona koriste se latinski nazivi metala sa sufiksom -at, npr.: K[Al(OH) 4 ] - kalijev tetrahidroksialuminat, Na - natrijev tetrahidroksikromat, K 4 - kalijev heksacijanoferat (H) .
Nazivi hidratiziranih soli (kristalni hidrati) nastaju na dva načina. Možete koristiti gore opisani složeni sustav imenovanja kationa; na primjer, bakrov sulfat SO 4 H 2 0 (ili CuSO 4 5H 2 O) može se nazvati tetraakvabakar(II) sulfat. Međutim, za najpoznatije hidratizirane soli najčešće se broj molekula vode (stupanj hidratacije) označava brojčanim prefiksom uz riječ "hidrat", na primjer: CuSO 4 5H 2 O - bakrov (I) sulfat pentahidrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - natrijev sulfat dekahidrat, CaCl 2 2H 2 O - kalcijev klorid dihidrat.
Topljivost soli
Prema topljivosti u vodi soli se dijele na topive (P), netopljive (H) i slabo topive (M). Za određivanje topljivosti soli služi se tablicom topljivosti kiselina, baza i soli u vodi. Ako pri ruci nema stola, možete koristiti pravila. Lako se pamte.
1. Sve soli dušične kiseline su topive – nitrati.
2. Sve soli su topive klorovodične kiseline- kloridi, osim AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Sve soli sumporne kiseline - sulfati su topljive, osim BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Natrijeve i kalijeve soli su topljive.
5. Svi fosfati, karbonati, silikati i sulfidi se ne otapaju, osim soli Na + i K + .
Od svega kemijski spojevi soli su najbrojnija klasa tvari. Ovaj čvrste tvari, međusobno se razlikuju po boji i topivosti u vodi. U početkom XIX V. Švedski kemičar I. Berzelius formulirao je definiciju soli kao proizvoda reakcije kiselina s bazama ili spojeva dobivenih zamjenom atoma vodika u kiselini s metalom. Na temelju toga soli se razlikuju kao srednje, kisele i bazične. Srednje ili normalne soli su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u kiselini s metalom.
Na primjer:
Na 2 CO 3 - natrijev karbonat;
CuSO 4 - bakar (II) sulfat, itd.
Takve soli disociraju na metalne katione i anione kiselinskog ostatka:
Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -
Kisele soli su proizvodi nepotpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom. Kisele soli uključuju, na primjer, sodu bikarbonu NaHCO 3 , koja se sastoji od metalnog kationa Na + i kiselog jednostruko nabijenog ostatka HCO 3 - . Za kiselu kalcijevu sol formula se piše na sljedeći način: Ca (HCO 3) 2. Imena ovih soli sastavljena su od naziva srednjih soli s dodatkom prefiksa hidro- , Na primjer:
Mg (HSO 4) 2 - magnezijev hidrosulfat.
razdvojiti se kisele soli kako slijedi:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -
Bazične soli su proizvodi nepotpune supstitucije hidrokso skupina u bazi za kiselinski ostatak. Na primjer, takve soli uključuju poznati malahit (CuOH) 2 CO 3, o kojem ste čitali u djelima P. Bazhova. Sastoji se od dva bazična kationa CuOH + i dvostruko nabijenog aniona kiselinskog ostatka CO 3 2- . CuOH + kation ima +1 naboj, stoga se u molekuli dva takva kationa i jedan dvostruko nabijeni CO 3 2- anion spajaju u električki neutralnu sol.
Nazivi takvih soli bit će isti kao i za normalne soli, ali uz dodatak prefiksa hidrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - bakrov (II) hidroksokarbonat ili AlOHCl 2 - aluminijev hidroksoklorid. Većina bazičnih soli je netopljiva ili slabo topljiva.
Potonji se odvajaju ovako:
AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -
Svojstva soli
O prvim dvjema reakcijama razmjene već je detaljno raspravljano.
Treća reakcija je također reakcija izmjene. Protječe između otopina soli i prati ga stvaranje taloga, na primjer:
Četvrta reakcija soli povezana je s položajem metala u elektrokemijskom nizu metalnih napona (vidi "Elektrokemijski niz metalnih napona"). Svaki metal istiskuje iz otopina soli sve ostale metale koji se nalaze desno od njega u nizu napona. Ovo podliježe sljedećim uvjetima:
1) obje soli (i one koje reagiraju i nastale kao rezultat reakcije) moraju biti topljive;
2) metali ne bi trebali komunicirati s vodom, stoga metali glavnih podskupina skupina I i II (za potonje, počevši od Ca) ne istiskuju druge metale iz otopina soli.
Metode dobivanja soli
Metode dobivanja i kemijska svojstva soli. Soli se mogu dobiti iz anorganskih spojeva gotovo svih klasa. Uz ove metode, soli anoksičnih kiselina mogu se dobiti izravnom interakcijom metala i nemetala (Cl, S, itd.).
Mnoge soli su stabilne kada se zagrijavaju. Međutim, amonijeve soli, kao i neke soli slabo aktivnih metala, slabih kiselina i kiselina u kojima elementi pokazuju viši ili niži stupanj oksidacije, zagrijavanjem se raspadaju.
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH4Cl \u003d NH3 + HCl
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
NH4NO3 \u003d N20 + 2H20
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
2KSlO 3 \u003d MnO 2 \u003d 2KCl + 3O 2
4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl
Dušična kiselina postoji u otopini ili u plinovita faza. Nestabilan je i zagrijavanjem se raspada u pare:
2HNO 2 "NO + NO 2 + H 2 O
Vodene otopine ove kiseline zagrijavanjem se raspadaju:
3HNO 2 "HNO 3 + H 2 O + 2NO
Ova reakcija je stoga reverzibilna, iako je otapanje NO 2 popraćeno stvaranjem dviju kiselina: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
praktički interakcijom NO 2 s vodom dobiva se HNO 3:
3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NO
Što se tiče kiselih svojstava, nitratna kiselina je samo malo jača od octene kiseline. Njegove soli nazivaju se nitriti i, za razliku od same kiseline, stabilne su. Iz otopina njegovih soli, dodatkom sumporne kiseline, može se dobiti otopina HNO 2:
Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HNO 2 + BaSO 4 ¯
Na temelju podataka o njezinim spojevima predlažu se dvije vrste strukture dušične kiseline:
koji odgovaraju nitritima i nitro spojevima. Nitriti aktivnih metala imaju strukturu tipa I, a nisko aktivnih metala - tipa II. Gotovo sve soli ove kiseline su visoko topljive, ali je srebrov nitrit najteži od svih. Sve soli dušične kiseline su otrovne. Za kemijska tehnologija 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 \u003d 2NaNO 2 + H 2 O ili kada se njihovi nitrati zagrijavaju:
KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO
Pb je potreban za vezanje oslobođenog kisika.
Od kemijskih svojstava HNO 2 više su izražena oksidacijska, dok se on sam reducira u NO:
Međutim, mogu se dati mnogi primjeri takvih reakcija, u kojima dušična kiselina pokazuje redukcijska svojstva:
Prisutnost dušikove kiseline i njezinih soli u otopini može se odrediti dodavanjem otopine kalijevog jodida i škroba. Nitritni ion oksidira jodni anion. Ova reakcija zahtijeva prisutnost H + , tj. radi u kiseloj sredini.
Dušična kiselina
U laboratorijskim uvjetima dušična kiselina može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na nitrate:
NaNO 3 + H 2 SO 4 (c) \u003d NaHSO 4 + HNO 3 Reakcija se odvija uz lagano zagrijavanje.
Dobivanje dušične kiseline u industrijskim razmjerima provodi se katalitičkom oksidacijom amonijaka s atmosferskim kisikom:
1. Prvo, mješavina amonijaka i zraka prolazi preko platinastog katalizatora na 800°C. Amonijak se oksidira u dušikov oksid (II):
4NH3 + 5O2 \u003d 4NO + 6H2O
2. Nakon hlađenja, NO se dalje oksidira u NO 2: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
3. Nastali dušikov oksid (IV) otapa se u vodi u prisutnosti viška O 2 da bi se formirao HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3
Početni proizvodi - amonijak i zrak - temeljito se čiste od štetnih nečistoća koje truju katalizator (sumporovodik, prašina, ulja itd.).
Dobivena kiselina je razrijeđena (40-60%). Koncentrirana dušična kiselina (96-98%) dobiva se destilacijom razrijeđene kiseline pomiješane s koncentriranom sumpornom kiselinom. U ovom slučaju isparava samo dušična kiselina.
Dušična kiselina je bezbojna tekućina oštrog mirisa. Vrlo higroskopan, "dim" u zraku, jer. njegove pare s vlagom iz zraka tvore kapi magle. Miješa se s vodom u bilo kojem 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 prikazana je na sljedeći način:
Oba atoma kisika, vezana samo za dušik, ekvivalentna su: nalaze se na istoj udaljenosti od atoma dušika i svaki nosi pola naboja elektrona, tj. četvrtina dušika podijeljena je jednako između dva atoma kisika.
Elektronska struktura dušične kiseline može se izvesti na sljedeći način:
1. Atom vodika vezan je za atom kisika kovalentnom vezom:
2. Zbog nesparenog elektrona, atom kisika stvara kovalentnu vezu s atomom dušika:
3. Nastaju dva nesparena elektrona atoma dušika kovalentna veza s drugim atomom kisika:
4. Treći atom kisika, bivajući pobuđen, stvara slobodni 2p- orbitala sparivanjem elektrona. Interakcija slobodnog para dušika sa slobodnom orbitalom trećeg atoma kisika dovodi do stvaranja molekule dušične kiseline:
Kemijska svojstva
1. Razrijeđena dušična kiselina pokazuje sva svojstva kiselina. Spada u jake kiseline. U vodene otopine disocira:
HNO 3 "H + + NO - 3 Pod utjecajem topline i na svjetlu se djelomično razgrađuje:
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Stoga ga čuvajte na hladnom i tamnom mjestu.
2. Dušičnu kiselinu karakteriziraju isključivo oksidacijska svojstva. Najvažniji kemijsko svojstvo je interakcija s gotovo svim metalima. Vodik se nikad ne oslobađa. Dobivanje dušične kiseline ovisi o njezinoj koncentraciji i prirodi redukcijskog sredstva. Stupanj oksidacije dušika u produktima redukcije 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
Produkti redukcije u interakciji dušične kiseline različitih koncentracija s metalima različite aktivnosti prikazani su dolje u shemi.
Koncentrirana dušična kiselina na normalnoj temperaturi ne stupa u interakciju s aluminijem, kromom, željezom. Ona ih stavlja u pasivno stanje. Na površini se stvara film oksida koji je nepropustan za koncentriranu kiselinu.
3. Dušična kiselina ne reagira s Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina i zlato otopljeni su u "aqua regia" - mješavini 3 volumena koncentrirane klorovodične kiseline i 1 volumena koncentrirane dušične kiseline:
Au + HNO 3 + 3HCl \u003d AuCl 3 + NO + 2H 2 O HCl + AuCl 3 \u003d H
3Pt + 4HNO3 + 12HCl \u003d 3PtCl4 + 4NO + 8H2O 2HCl + PtCl4 \u003d H2
Djelovanje "kraljevske votke" je da dušična kiselina oksidira klorovodičnu kiselinu u slobodni klor:
HNO 3 + HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl 2NOCl \u003d 2NO + Cl 2 Oslobođeni klor spaja se s metalima.
4. Nemetali se dušičnom kiselinom oksidiraju u odgovarajuće kiseline, a ovisno o koncentraciji reduciraju se u NO ili NO 2:
S + bHNO 3 (konc) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 OR + 5HNO 3 (konc) \u003d 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 azb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO
5. Također je u interakciji s organskim spojevima.
Soli dušične kiseline nazivamo nitrati, to su kristalne tvari koje su vrlo topive u vodi. Dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, njihove okside i hidrokside. Kalijev, natrijev, amonijev i kalcijev nitrat nazivaju se salitra. Salitra se uglavnom koristi kao mineralno dušično gnojivo. Osim toga, KNO 3 se koristi za pripremu crnog baruta (mješavina 75% KNO 3 , 15% C i 10% S). Amonalni eksploziv je napravljen od NH 4 NO 3, aluminijskog praha i trinitrotoluena.
Soli dušične kiseline se zagrijavanjem raspadaju, a proizvodi razgradnje ovise o položaju metala koji stvara sol u nizu standardnih elektrodnih potencijala:
Razgradnja pri zagrijavanju (termoliza) važno je svojstvo soli dušične kiseline.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + NO 2 + O 2
Metalne soli smještene u redu lijevo od Mg tvore nitrite i kisik, od Mg do Cu - metalni oksid, NO 2 i kisik, nakon Cu - slobodni metal, NO 2 i kisik.
Primjena
Dušična kiselina je najvažniji proizvod kemijske industrije. Velike količine troše se na pripremu dušičnih gnojiva, eksploziva, boja, plastike, umjetnih vlakana i drugih materijala. dimeći se
dušična kiselina koristi se u raketnoj tehnici kao oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo.
Da bi se formula soli grafički prikazala, potrebno je:
1. Ispravno napišite empirijsku formulu ovog spoja.
2. S obzirom da se svaka sol može predstaviti kao produkt neutralizacije odgovarajuće kiseline i baze, formule kiseline i baze koje tvore tu sol treba prikazati zasebno.
Na primjer:
Ca (HSO 4) 2 - kalcijev hidrosulfat može se dobiti nepotpunom neutralizacijom sumporne kiseline H 2 SO 4 s kalcijevim hidroksidom Ca (OH) 2.
3. Odredite koliko je molekula kiseline i baze potrebno za dobivanje molekule te soli.
Na primjer:
Za dobivanje molekule Ca(HSO 4) 2 potrebna je jedna molekula baze (jedan atom kalcija) i dvije molekule kiseline (dva HSO 4 - 1 kiselinska ostatka).
Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O.
Zatim biste trebali izgraditi grafičke prikaze formula utvrđenog broja molekula baza i kiselina i, mentalno uklanjajući bazne hidroksilne anione i kiselinske katione vodika koji sudjeluju u reakciji neutralizacije i formiranju vode, dobiti grafički prikaz 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
Fizikalna svojstva soli
Soli su kristalne krutine. Prema topljivosti u vodi mogu se podijeliti na:
1) visoko topljiv,
2) slabo topljiv,
3) praktički netopljiv.
Većina soli dušične i octene kiseline, kao i kalijeve, natrijeve i amonijeve soli topive su u vodi.
Soli imaju širok raspon temperatura taljenja i toplinskog raspadanja.
Kemijska svojstva soli
Kemijska svojstva soli karakteriziraju 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 tablicu 9 u Dodatku).
Na primjer:
Pb (NO 3) 2 + Zn \u003d Pb + Zn (NO 3) 2,
Hg (NO 3) 2 + Cu \u003d Hg + Cu (NO 3) 2.
2. Otopine soli međusobno djeluju s alkalijama, ovo proizvodi novu bazu i novu sol.
Na primjer:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + 2K 2 SO 4,
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl.
3. Soli reagiraju s otopinama jačih ili manje hlapljivih kiselina, ovo proizvodi novu sol i novu kiselinu.
Na primjer:
a) kao rezultat reakcije nastaje slabija kiselina ili hlapljivija kiselina:
Na 2 S + 2HC1 \u003d 2NaCl + H 2 S
b) moguće su i reakcije soli jakih kiselina sa slabijim kiselinama ako pri reakciji nastane teško topljiva sol:
CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS + H 2 SO 4.
4. Soli u otopinama stupaju u reakcije izmjene s drugim solima, što je rezultiralo s dvije nove soli.
Na primjer:
NaS1 + AgNO 3 \u003d AgCl + NaNO 3,
CaCI 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl,
CuSO 4 + Na 2 S \u003d CuS + Na 2 SO 4.
Treba imati na umu da se reakcije izmjene odvijaju gotovo do kraja ako se jedan od produkata reakcije oslobodi iz reakcijske sfere u obliku taloga, plina ili ako se tijekom reakcije stvori voda ili drugi slabi elektrolit.
HNO3 je jaka kiselina. Njezine soli nitrati-- dobiven djelovanjem HNO 3 na metale, oksidi, hidroksidi ili karbonati. Svi nitrati su visoko topljivi u vodi.
Soli dušične kiseline - nitrati - nepovratno se razgrađuju zagrijavanjem, produkti raspadanja određeni su kationom:
- a) nitrati metala koji stoje u nizu napona lijevo od magnezija:
- 2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2
- b) nitrati metala koji se nalaze u niz napona između magnezij I bakar:
- 4Al(NO 3) 3 \u003d 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
- c) nitrati metala koji se nalaze u nizu napona desno Merkur:
- 2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
- G) amonijev nitrat:
NH4NO3 \u003d N20 + 2H20
Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidacijska svojstva, ali na visokim temperaturama u krutom stanju nitrati su jaki oksidanti, na primjer:
Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - kada su krutine spojene.
Cinkov I aluminij u alkalnoj otopini nitrati se reduciraju u NH3:
Soli dušične kiseline - nitrati-- naširoko korišten kao gnojivo. Istodobno, gotovo svi nitrati su visoko topljivi u vodi, stoga su u obliku minerala izuzetno mali u prirodi; iznimka je čileanski (natrij) salitra i indijska salitra ( kalijeva salitra). Većina nitrata dobiva se umjetnim putem.
Ne reagirati s dušičnom kiselinom stakla, fluoroplast-4.
Povijesni podaci
Tehnika dobivanja razrijeđene dušične kiseline suhom destilacijom salitre sa stipsom i bakrenim sulfatom očito je prvi put opisana u raspravama Jabira (Geber u latiniziranim prijevodima) u 8. stoljeću. Ova se metoda, uz različite modifikacije, od kojih je najznačajnija zamjena bakrenog sulfata željeznim sulfatom, koristila u europskoj i arapskoj alkemiji sve do 17. stoljeća.
U XVII stoljeće Glauber predložio metodu za dobivanje hlapljivih kiselina reakcijom njihovih soli s koncentriranom sumpornom kiselinom, uključujući dušičnu kiselinu iz kalijeva salitra, što je omogućilo uvođenje koncentrirane dušične kiseline u kemijsku praksu i proučavanje njezinih svojstava. metoda Glauber primijeniti prije početka XX. stoljeća, a jedina njegova značajna modifikacija bila je zamjena kalijevog nitrata jeftinijim natrijevim (čileanskim) nitratom.
U vrijeme M. V. Lomonosova dušična kiselina se nazivala jakom votkom. industrijska proizvodnja, primjena i učinak na tijelo
Proizvodnja dušične kiseline
Dušična kiselina jedan je od najvećih proizvoda u kemijskoj industriji.
Proizvodnja dušične kiseline
Suvremena metoda njegove proizvodnje temelji se na katalitičkoj oksidaciji sintetike amonijak na platino-rodij katalizatori(postupak Ostwald) u smjesu oksidi dušik(nitrozni plinovi), uz njihovu daljnju apsorpciju voda
- 4NH3 + 5O2(Pt) > 4 NE + 6H2O
- 2NE + O2 > 2NE 2
- 4NE 2 + O2 + 2H2O>4HNO3.
Koncentracija dušične kiseline dobivene ovom metodom varira ovisno o tehnološkom dizajnu procesa od 45 do 58%. Dušičnu kiselinu prvi su put dobili alkemičari zagrijavanjem mješavine salitre i željeznog sulfata:
4KNO 3 + 2(FeSO4 7H2O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ NE 2^ + 13H2O
Čistu dušičnu kiselinu prvi je dobio Johann Rudolf Glauber, djelujući na salitru koncentriranom sumpornom kiselinom:
KNO 3 + H2SO4(konc.) (t°) > KHSO 4+ HNO3^
Daljnjom destilacijom može se dobiti tzv. "dimljujuće dušične kiseline", koja praktički ne sadrži vodu.
