СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Стр 1 из 2Следующая ⇒

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Азотная кислота - сильный окислитель

N⁺⁵→ N⁺⁴→ N⁺²→ N⁺¹→ N^o → N^-3

N⁺⁵+ 8e^-→ N^-3– окислитель, восстанавливается

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO₃ =^{t˚ C}= 2H₂O + 4NO₂ + O₂

образуется бурый газ - NO₂

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет

(при попадании на кожу рук - " ксантопротеиновая реакция" )

3. Реагирует с металлами

В зависимости от концентрации кислоты и положения металла в электрохимическом ряду напряжений Н. Бекетова могут образовываться разные азотсодержащие продукты.

HNO3 + Me = Соль-Нитрат + H2O + Х

Запомните! При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород.

В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода. Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже. Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты.

Схема «Продукты взаимодействия азотной кислоты с металлами»

4HNO₃ (k) + Cu = Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO₂↑

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

4Zn + 10HNO_{3 (}_{раствор} _{горячий}₎ =^{t˚ C}= 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

4Zn + 10HNO_{3 (}_оч_._разб_._{горячий}₎=^{t˚ C}= 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Zn + 4HNO_{3 (}_конц_._{горячий}₎ =^{t˚ C}= Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Холодная концентрированная азотная кислота не реагирует с Al, Cr, Fe – происходит пассивация, а при нагревании образуется NO₂.

Fe + 4HNO_{3 (конц. )}^холод≠ пассивация

6HNO_{3(конц. )}+ Fe =^{t˚ C}= 3H₂O + 3NO₂ + Fe(NO₃)₃

Царская водка: V(HNO₃): V(HCl) = 1: 3 растворяет благородные металлы.

HNO₃ + 4HCl + Au = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

4HNO₃ + 18HCl + 3Pt = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

12 Следующая ⇒