“Sal de ácido nítrico” - ¿Qué sucede cuando se descompone el nitrato de sodio? Propiedades físicas de los nitratos. Especificar el agente oxidante y el agente reductor. Propiedades químicas de los nitratos. Saber y poder. Una solución de ácido nítrico reacciona con cada una de las sustancias. ¿A qué conclusiones llegó el joven químico? Todos los nitratos son térmicamente inestables. Historia interesante.

“Teorías de ácidos y bases” - Por ejemplo, ¿qué ácido es más fuerte que el ácido acético (CH3COOH o cloroacético ClCH2COOH? 2. Reacciones de adición. La fuerza de la base R3N en agua se puede evaluar considerando el equilibrio: Gilbert Newton Lewis. A La medida de la acidez es una constante de equilibrio llamada constante de acidez (Ka).

“Ácido acético” - ¿Qué son los ácidos? No todas las frutas y verduras contienen ácidos. Ácidos. El ácido fórmico se obtuvo por primera vez en forma pura en 1749. Andreas Segismundo Marggraff. Viaje al mundo de los ácidos. ¿Cómo detectar ácidos? Solución de ácido fórmico. Historia del descubrimiento de los ácidos. Los ácidos tienen una composición similar. ¿Qué sustancias son ácidos?

“Lluvia ácida” - Se espera que aparezcan nuevos agujeros de ozono en la región del Báltico. El aluminio puede causar enfermedades. Uno puede imaginar lo que les sucede a las especies de animales salvajes cuando mueren los bosques. Nosotros, y casi todos los seres vivos, necesitamos agua dulce. Junto con la muerte de los lagos, también se hace evidente la degradación de los bosques.

“Ácidos carboxílicos” - Repita la definición de ácidos carboxílicos. Preparación de ácidos carboxílicos. La estructura del grupo carboxilo. Ácidos carboxílicos. ¿Cómo se llaman los ácidos carboxílicos? Nomenclatura de ésteres. Todos los ácidos carboxílicos tienen un grupo funcional. Las moléculas de ácido carboxílico forman dímeros. Propiedades químicas de los ácidos carboxílicos.

"Ácidos nucleicos" - 1892 - El químico Lilienfeld aisló el ácido timonucleico del timo en 1953. Base de nitrogeno. Taller de laboratorio. Estructura de nucleótidos (diferencias). 1868 - El químico alemán F. Miescher descubrió los ácidos nucleicos. Papel biológico de los ácidos nucleicos. Características comparativas. La longitud de las moléculas de ADN (biólogo estadounidense G. Taylor).

Ácido nítrico.

Realizado por: profesor de química y biología

Muravyova Nina Ivanovna

• Oxido de nitrógeno
• La estructura de la molécula de ácido nítrico.
• Preparación de ácido nítrico.
• Propiedades físicas.
• Propiedades de los nitratos.
• Experimento de laboratorio
• Aplicación de ácido nítrico y nitratos.

Oxido de nitrógeno

Mesa

Comparación de óxidos de nitrógeno, ácidos y sales.

Recuerda y escribe las fórmulas de los óxidos de nitrógeno. ¿Qué óxidos se llaman formadores de sal y cuáles no forman sal? ¿Por qué?

La estructura de la molécula de ácido nítrico.

Fórmula estructural del ácido nítrico.

Preparación de ácido nítrico.

En el laboratorio NaNO 3 (TV.) + H 2 SO 4 (FIN) → NaHSO 4 + HNO 3

En la industria

4NH 3 + 5O 2 →4NO + 6H 2 O + Q

2NO + O 2 → 2NO 2 (cuando se enfría)

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3 + Q

Preparación de ácido nítrico por oxidación de amoníaco con oxígeno atmosférico.

Mezcla de amoníaco y aire

Esquema para producir ácido nítrico en la industria.

2NO2+O2 →2NO2

3NO2+H2O →2HNO 3 +NO

Catalizador

Dispositivo de contacto

Torre de oxidación

Torre de absorción

Dispositivo de contacto

Amoníaco-aire

Catalizador

gases nitrosos

Propiedades físicas

El ácido nítrico puro es un líquido incoloro y humeante con un olor fuerte e irritante. El ácido nítrico concentrado suele ser de color amarillo. Este color le da el óxido nítrico (IV), que se forma debido a la descomposición parcial del ácido nítrico y se disuelve en él.

• El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte, el ácido nítrico concentrado oxida el azufre a ácido sulfúrico y el fósforo a ácido fosfórico, algunos compuestos orgánicos (por ejemplo, aminas e hidrazinas, trementina) se autoinflaman al entrar en contacto con ácido nítrico concentrado.

Propiedades de los nitratos

Yo estoy a la izquierda de Mg.

MeNO 2 + O 2 ↓

Yo estoy entre Mg y Cu

MeO + NO 2 + O 2

Yo estoy a la derecha de Cu.

Yo + NO 2 + O 2

• Agregue con cuidado varios trozos delgados de alambre de cobre a un tubo de ensayo que contenga ácido nítrico concentrado. La reacción ocurre sin calentamiento, los estudiantes observan un cambio en el color de la solución y la liberación de gas marrón rojizo NO2.

compruébalo tú mismo

Cu+HNO 3 (FIN) =Cu(NO 3 ) 2 +NO 2 +H 2 oh

• Agregue con cuidado varios trozos delgados de alambre de cobre a un tubo de ensayo que contenga ácido nítrico diluido. La reacción ocurre cuando se calienta. Observe el cambio de color de la solución y la liberación de gas NO incoloro.
• Escribe una ecuación para la reacción que ocurre.

Pruébate

Cu + HNO3(detallado) = Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu 0 – 2e = Cu +1 3 El agente reductor se oxida.

norte +5 + 3e = norte +2 2 El agente oxidante se reduce.

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Aplicación de ácido nítrico y nitratos.

MEDICAMENTOS

TINTES

COLODIÓN

EXPLOSIVOS

PELÍCULA FOTOGRÁFICA

AGUA REGIA

FERTILIZANTES MINERALES

• ¿Por qué el estado de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es +5 y la valencia es cuatro?
• ¿Con qué metales no reacciona el ácido nítrico?
• Es necesario reconocer los ácidos clorhídrico y nítrico; hay tres metales sobre la mesa: cobre, aluminio y hierro. ¿Qué harás y por qué?

Propiedades físicas y fisicoquímicas La molécula tiene una estructura plana (longitudes de enlace en nm): el nitrógeno en el ácido nítrico es tetravalente, estado de oxidación +5. El ácido nítrico es un líquido incoloro que humea en el aire, el ácido nítrico concentrado suele ser de color amarillo (el HNO3 muy concentrado suele ser de color marrón debido al proceso de descomposición que se produce con la luz: 4HNO3 == 4NO2  + 2H2O + O2  ) punto de fusión -41,59°C, punto de ebullición +82,6°C con descomposición parcial. la solubilidad del ácido nítrico en agua es ilimitada. En soluciones acuosas, se disocia casi por completo en iones. Forma una mezcla azeotrópica con agua.

Propiedades químicas Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone según la misma reacción. 4HNO3 == 4NO2  + 2H2O + O2 ) El HNO3 como ácido monobásico fuerte interactúa: a) con óxidos básicos y anfóteros: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O b) con bases: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O c) desplaza los ácidos débiles de sus sales: CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2    Al hervir o exponerse a la luz, el ácido nítrico se descompone parcialmente: 4HNO3 = 4NO2  + O2  + 2H2O

El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante, y el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la reducción depende principalmente de la naturaleza del agente reductor y de la concentración de ácido nítrico. El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante, y el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la reducción depende principalmente de la naturaleza del agente reductor y de la concentración de ácido nítrico. Como ácido oxidante, el HNO3 interactúa: a) con metales en la serie de voltaje a la derecha del hidrógeno: HNO3 concentrado Cu + 4HNO3(60%) = Cu(NO3)2 + 2NO2  + 2H2O Diluido HNO3 3Cu + 8HNO3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO  + 4H2O b) con metales en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno: Zn + 4HNO3(60%) = Zn( NO3)2 + 2NO2  + 2H2O 3Zn + 8HNO3(30%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO  + 4H2O 4Zn + 10HNO3(20%) = 4Zn( NO3) 2 + N2O  + 5H2O 5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3) 2 + N2  + 6H2O d 4Zn + 10HNO3(3%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Todas las ecuaciones anteriores reflejan sólo el curso dominante de la reacción. Esto significa que en determinadas condiciones hay más productos de esta reacción que productos de otras reacciones, por ejemplo, cuando el zinc reacciona con ácido nítrico (fracción masiva de ácido nítrico en solución 0,3), los productos contendrán la mayor cantidad de NO, pero también contienen (solo en cantidades más pequeñas) y NO2, N2O, N2 y NH4NO3.

El nitrato HNO3 es un ácido fuerte. Sus sales, los nitratos, se obtienen por la acción del HNO3 sobre metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos. Todos los nitratos son muy solubles en agua. Las sales de ácido nítrico (nitratos) se descomponen irreversiblemente cuando se calientan, los productos de descomposición están determinados por el catión: a) nitratos de metales ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del magnesio: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 b) nitratos de metales ubicados en la serie de voltajes entre magnesio y cobre: ​​4Al(NO3 )3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 c) nitratos de metales ubicados en la serie de voltajes a la derecha del mercurio: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 d) nitrato de amonio: NH4NO3 = N2O + 2H2O Los nitratos en soluciones acuosas prácticamente no exhiben propiedades oxidantes, pero a altas temperaturas en estado sólido, los nitratos son agentes oxidantes fuertes, por ejemplo: Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O - cuando se fusionan sólidos.

Las sales de ácido nítrico (nitratos) se utilizan ampliamente como fertilizantes. Además, casi todos los nitratos son muy solubles en agua, por lo que hay muy pocos en la naturaleza en forma de minerales; las excepciones son el nitrato chileno (de sodio) y el nitrato indio (nitrato de potasio). La mayoría de los nitratos se obtienen artificialmente. El vidrio y el fluoroplástico-4 no reaccionan con el ácido nítrico.

Producción de ácido nítrico Producción industrial. El método moderno de producción se basa en la oxidación catalítica del amoníaco sintético sobre catalizadores de platino-rodio hasta una mezcla de óxidos de nitrógeno, con su posterior absorción por agua. El método industrial de producción de HNO3 consta de las siguientes etapas principales: 1. oxidación. de amoniaco a NO en presencia de un catalizador de platino-rodio: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 2. oxidación de NO a NO2 en frío bajo presión (10 at, 1 MPa): 2NO + O2 = 2NO2 3. absorción de NO2 por agua en presencia de oxígeno: 4NO2 + 2H2O + O2= 4HNO3 La fracción másica de HNO3 en la solución resultante es aproximadamente 0,6. El método de arco, rara vez utilizado, para producir ácido nítrico se diferencia únicamente en la primera etapa, que consiste en hacer pasar aire a través de la llama de un arco eléctrico: N2 + O2 = 2NO

Por primera vez, los alquimistas obtuvieron ácido nítrico calentando una mezcla de salitre y sulfato de hierro: Por primera vez, los alquimistas obtuvieron ácido nítrico calentando una mezcla de salitre y sulfato de hierro: 4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) → Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3 + NO2 + 13H2O Ácido nítrico puro El ácido fue obtenido por primera vez por Johann Rudolf Glauber, actuando sobre el nitrato con ácido sulfúrico concentrado: KNO3 + H2SO4 (conc.) (t°) → KHSO4 + HNO3 Una destilación adicional puede producir el así llamado. “ácido nítrico fumante”, que prácticamente no contiene agua.

- Esta sustancia fue descrita por el químico árabe del siglo VIII Jabir ibn Hayyan (Geber) en su obra “El cochero de la sabiduría”, y desde el siglo XV esta sustancia se extrae con fines industriales. - Gracias a esta sustancia, el científico ruso V.F. Petrushevsky recibió dinamita por primera vez en 1866. - Esta sustancia es el progenitor de la mayoría de los explosivos (por ejemplo, TNT o tola). - Esta sustancia es un componente del combustible para cohetes; se utilizó en el motor del primer avión a reacción soviético del mundo, el BI-1. - Esta sustancia, mezclada con ácido clorhídrico, disuelve el platino y el oro, reconocido como el "rey" de los metales. . La mezcla en sí, que consta de 1 volumen de esta sustancia y 3 volúmenes de ácido clorhídrico, se llama "agua regia".

El trabajo se puede utilizar para lecciones e informes sobre el tema "Química".

Las presentaciones de química ya preparadas incluyen diapositivas que los profesores pueden utilizar en las lecciones de química para explorar las propiedades químicas de las sustancias de forma interactiva. Las presentaciones presentadas sobre química ayudarán a los profesores en el proceso educativo. En nuestro sitio web puede descargar presentaciones preparadas sobre química para los grados 7,8,9,10,11.

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Títulos de diapositivas:

Preparación de ácido nítrico PREPARADO POR: Estudiante de noveno grado del gimnasio No. 1 que lleva su nombre. Yu.A.Gagarina Mikhalchenko Ksenia.

Propiedades físicas del ácido nítrico Estado físico: líquido Color: incoloro Olor: picante Densidad: 1,5 2 g/cm 3 Solubilidad ilimitada en agua Punto de ebullición: +82,6 °C con descomposición parcial; Fusión: −41,59 °C

Propiedades químicas del ácido nítrico El HNO 3 es un ácido monobásico fuerte El HNO 3 altamente concentrado suele ser de color marrón debido al proceso de descomposición que ocurre con la luz 4 HNO 3 4NO 2 + 2 H 2 O + O 2 Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone. según la misma reacción. El ácido nítrico se puede destilar (sin descomposición) sólo a presión reducida. El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante.

Los compuestos más importantes Una mezcla de tres volúmenes de ácido clorhídrico y un volumen de ácido nítrico se llama “Royal Vodka”. El agua regia disuelve la mayoría de los metales, incluidos el oro y el platino. Su fuerte capacidad oxidante se debe al cloro atómico y al cloruro de nitrosilo resultantes: los nitratos son sales de ácido nítrico. Los nitratos se producen por la acción del ácido nítrico HNO 3 sobre metales, óxidos, hidróxidos y sales. Casi todos los nitratos son muy solubles en agua. Los nitratos son estables a temperaturas normales. Generalmente se funden a temperaturas relativamente bajas (200-600 °C), a menudo con descomposición.

Presencia en la naturaleza No se encuentra en la naturaleza en estado libre, sino siempre sólo en forma de sales de nitrato. Así, en forma de nitrato de amonio en el aire y en el agua de lluvia, especialmente después de las tormentas, luego en forma de nitrato de sodio en el salitre chileno o peruano y nitrato de potasio y calcio en las capas superiores de las tierras cultivables, en las paredes de los establos, en las tierras bajas del Ganges y otros ríos de la India. * El salitre es un nombre trivial para los minerales que contienen nitratos de metales alcalinos y alcalinotérreos.

Experimento virtual ¡Atención! El ácido nítrico y sus vapores son muy dañinos, por lo que conviene trabajar con él con mucho cuidado.

Producción de ácido nítrico Se distingue entre la producción de ácido nítrico débil (diluido) y la producción de ácido nítrico concentrado. El proceso de producción de ácido nítrico diluido consta de tres etapas: 1) conversión de amoníaco para producir óxido de nitrógeno 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O 2) oxidación de óxido nítrico a dióxido de nitrógeno 2NO + O 2 → 2NO 2 3) absorción de óxidos de nitrógeno agua 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 La reacción total de formación de ácido nítrico se expresa como NH 3 + 2O 2 → HNO 3 + H 2 O

El uso de ácido nítrico para producir: fertilizantes nitrogenados; Medicamentos Colorantes Explosivos Masas plásticas Fibras artificiales El ácido nítrico “fumante” se utiliza en la tecnología de cohetes como oxidante del combustible para cohetes, muy raramente en fotografía (diluido), acidificación de algunas soluciones colorantes; en gráficos de caballete - para grabar formas impresas (tableros para grabar, formas zincográficas para impresión y clichés de magnesio). en joyería, la principal forma de determinar el oro en una aleación de oro;

Sobre el tema: desarrollos metodológicos, presentaciones y notas.

Apéndice de la lección “Ácido nítrico: composición molecular, propiedades físicas y químicas”. “Ácido nítrico: composición molecular, propiedades físicas y químicas”. Apéndice de la lección "Ácido nítrico:

Un apéndice de la lección, completado por los estudiantes en su portafolio educativo....