Det er eksperimentelt bevist, at i et salpetersyremolekyle mellem to oxygenatomer og et nitrogenatom er to kemiske bindinger helt identiske - halvanden bindinger. Nitrogens oxidationstilstand er +5, og valensen er IV.

Fysiske egenskaber

Salpetersyre HNO 3 i sin rene form - en farveløs væske med en skarp kvælende lugt, uendeligt opløselig i vand; t°pl. = -41°C; t°kogning = 82,6°C, r = 1,52 g/cm3. Det dannes i små mængder under lynudledninger og er til stede i regnvand.

Under påvirkning af lys nedbrydes salpetersyre delvist og frigiver N O 2 og for cSelv efter dette får den en lysebrun farve:

N 2 + O 2 lyn el.

cifre → 2NO

2NO + O2 → 2NO2 4H N O 3 lys → 4 N O 2(brun gas)

+ 2H2O + O2

Højkoncentreret salpetersyre frigiver gasser i luften, som i en lukket flaske detekteres som brune dampe (nitrogenoxider). Disse gasser er meget giftige, så du skal passe på ikke at indånde dem. Salpetersyre oxiderer mange organiske stoffer. Papir og stoffer ødelægges på grund af oxidation af de stoffer, der danner disse materialer. Koncentreret salpetersyre forårsager alvorlige forbrændinger ved længerevarende kontakt og gulfarvning af huden i flere dage ved kort kontakt. Gulfarvning af huden indikerer ødelæggelse af protein og frigivelse af svovl (en kvalitativ reaktion på koncentreret salpetersyre - gul farve på grund af frigivelse af elementært svovl, når syren virker på protein - xanthoprotein reaktion). Det vil sige, at det er en hudforbrænding. For at undgå forbrændinger bør du arbejde med koncentreret salpetersyre, mens du har gummihandsker på.

Modtagelse

1. Laboratoriemetode KNO 3 + H 2 SO 4 (koncentreret) → KHSO 4 + HNO 3

(ved opvarmning)

2. Industriel metode

Det udføres i tre faser:

a) Oxidation af ammoniak på en platinkatalysator til NO 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Betingelser: katalysator –

Pt, t = 500˚С)

b) Oxidation af NO til NO 2 med atmosfærisk oxygen

2NO + O2 → 2NO2

c) Absorption af NO 2 med vand i nærværelse af overskydende ilt

4NO2 + O2 + 2H2O ↔ 4HNO3 eller3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO

(uden overskydende ilt)

Simulator "Produktion af salpetersyre"

• Anvendelse
• i produktion af mineralsk gødning;
• i militærindustrien;
• i staffeli-grafik - til ætsning af trykforme (ætseplader, zinkografiske trykformer og magnesiumklicheer).
• i produktion af sprængstoffer og giftige stoffer

Spørgsmål til kontrol:

nr. 1. Oxidationstilstand for nitrogenatomet i et salpetersyremolekyle

en. +4

b. +3

c. +5

d. +2

nr. 2. Nitrogenatomet i et salpetersyremolekyle har en valens lig med -

en. II

b. V

c. IV

d. III

nr. 3. Hvilke fysiske egenskaber karakteriserer ren salpetersyre?

en. ingen farve

b. har ingen lugt

c. har en stærk irriterende lugt

d. rygende væske

e. malet gul

nr. 4. Match udgangsmaterialerne og reaktionsprodukterne:

a) NH3 + O2	1) NEJ 2
b) KNO 3 + H 2 SO 4	2) NO 2 + O 2 + H 2 O
c) HNO3	3) NO + H2O
d) NO + O 2	4) KHSO 4 + HNO 3

nr. 5. Arranger koefficienterne ved hjælp af elektronbalancemetoden, vis overgangen af ​​elektroner, angiv oxidationsprocesserne (reduktion; oxidationsmiddel (reduktionsmiddel):

NO 2 + O 2 + H 2 O ↔ HNO 3

Salpetersyre(HNO 3) er en stærk monobasisk syre. Fast salpetersyre danner to krystalmodifikationer med monokliniske og ortorhombiske gitter. Salpetersyre blandes med vand i ethvert forhold. I vandige opløsninger dissocieres det næsten fuldstændigt til ioner. Danner en azeotrop blanding med vand med en koncentration på 68,4% og kogepunkt 120 °C ved atmosfærisk tryk. Der kendes to faste hydrater: monohydrat (HNO3·H2O) og trihydrat (HNO3·3H2O).

Nitrogen i salpetersyre er tetravalent, oxidationstilstand +5. Salpetersyre er en farveløs gas, lugtfri, flydende rygende i luften, smeltepunkt? 41,59 °C, kogende + 82,6 °C med delvis nedbrydning. Opløseligheden af ​​salpetersyre i vand er ikke begrænset. Vandige opløsninger af HNO 3 med en massefraktion på 0,95-0,98 kaldes "rygende salpetersyre", med en massefraktion på 0,6-0,7 - koncentreret salpetersyre. Danner en azeotrop blanding med vand (massefraktion 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T koge = 120,7 °C). Når den krystalliseres fra vandige opløsninger, danner salpetersyre krystallinske hydrater:

• monohydrat HNO3H20, Tpl = -37,62 °C
• trihydrat HN03 3H20, Tpl = -18,47 °C

Fast salpetersyre danner to krystallinske modifikationer:

• monoklinisk, rumgruppe P 2 1/a, -en= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · rombisk

Monohydratet danner krystaller af det orthorhombiske system, rumgruppe P na2, -en= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;

Densiteten af ​​vandige opløsninger af salpetersyre som funktion af dens koncentration er beskrevet ved ligningen

hvor d er massefylden i g/cm3, c er massefraktionen af ​​syre. Denne formel beskriver dårligt tæthedens adfærd ved koncentrationer større end 97%.

Under påvirkning af lys nedbrydes salpetersyre delvist med frigivelse af NO 2 og får på grund af dette en lysebrun farve:

N 2 + O 2 lyn elektriske udladninger > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4HNO 3 lys > 4NO 2 ^ (brun gas)+ 2H2O + O2

Højkoncentreret salpetersyre frigiver gasser i luften, som i en lukket flaske detekteres som brune dampe (nitrogenoxider). Disse gasser er meget giftige, så du skal passe på ikke at indånde dem. Salpetersyre oxiderer mange organiske stoffer. Papir og stoffer ødelægges på grund af oxidation af de stoffer, der danner disse materialer. Koncentreret salpetersyre forårsager alvorlige forbrændinger ved længerevarende kontakt og gulfarvning af huden i flere dage ved kort kontakt. Gulfarvning af huden indikerer ødelæggelse af protein og frigivelse af svovl (en kvalitativ reaktion på koncentreret salpetersyre - gul farve på grund af frigivelse af elementært svovl, når syren virker på protein - xanthoprotein reaktion). Det vil sige, at det er en hudforbrænding. For at undgå forbrændinger bør du arbejde med koncentreret salpetersyre, mens du har gummihandsker på.

23. februar 2018

Et af de vigtigste produkter, der bruges af mennesker, er nitratsyre. Formlen for stoffet er HNO 3, og det har også forskellige fysiske og kemiske egenskaber, der adskiller det fra andre uorganiske syrer. I vores artikel vil vi studere salpetersyrens egenskaber, blive bekendt med metoderne til dens fremstilling og også overveje anvendelsesområdet for stoffet i forskellige industrier, medicin og landbrug.

Funktioner af fysiske egenskaber

Salpetersyre opnået i laboratoriet, hvis strukturformel er angivet nedenfor, er en farveløs væske med en ubehagelig lugt, tungere end vand. Det fordamper hurtigt og har et lavt kogepunkt på +83 °C. Forbindelsen blandes let med vand i alle proportioner og danner opløsninger af varierende koncentrationer. Desuden kan nitratsyre absorbere fugt fra luften, det vil sige, at det er et hygroskopisk stof. Strukturformlen for salpetersyre er tvetydig og kan have to former.

Nitratsyre findes ikke i molekylær form. I vandige opløsninger af forskellige koncentrationer har stoffet form af følgende partikler: H 3 O + - hydroniumioner og anioner af syreresten - NO 3 -.

Syre-base interaktion

Salpetersyre, som er en af ​​de stærkeste syrer, gennemgår substitutions-, udvekslings- og neutraliseringsreaktioner. Således deltager forbindelsen i metaboliske processer med basiske oxider, hvilket resulterer i produktion af salt og vand. Neutraliseringsreaktionen er den grundlæggende kemiske egenskab for alle syrer. Produkterne af interaktionen mellem baser og syrer vil altid være de tilsvarende salte og vand:

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

Video om emnet

Reaktioner med metaller

I et molekyle af salpetersyre, hvis formel er HNO 3, udviser nitrogen den højeste oxidationstilstand, lig med +5, så stoffet har udtalte oxiderende egenskaber. Som en stærk syre er den i stand til at reagere med metaller i aktivitetsrækken af ​​metaller op til brint. Men i modsætning til andre syrer kan den også reagere med passive metalelementer, for eksempel kobber eller sølv. Reagenserne og produkterne af interaktionen bestemmes både af koncentrationen af ​​selve syren og af metallets aktivitet.

Fortyndet salpetersyre og dens egenskaber

Hvis massefraktionen af ​​HNO 3 er 0,4-0,6, så udviser forbindelsen alle egenskaberne af en stærk syre. For eksempel dissocieres det til hydrogenkationer og anioner af syreresten. Indikatorer i et surt miljø, såsom violet lakmus, ændrer deres farve til rød i nærvær af overskydende H + -ioner. Det vigtigste træk ved reaktioner af nitratsyre med metaller er manglende evne til at frigive brint, som oxideres til vand. I stedet dannes forskellige forbindelser - nitrogenoxider. For eksempel, under interaktionen af ​​sølv med molekyler af salpetersyre, hvis formlen er HNO 3, opdages nitrogenmonoxid, vand og et salt - sølvnitrat. Graden af ​​oxidation af nitrogen i den komplekse anion falder, efterhånden som tre elektroner tilsættes.

Nitratsyre reagerer med aktive metalelementer, såsom magnesium, zink, calcium, for at danne nitrogenoxid, hvis valens er den mindste, den er lig med 1. Salt og vand dannes også:

4Mg + 10HNO3 = NH4NO3 + 4Mg(NO3)2 + 3H2O

Hvis salpetersyre, hvis kemiske formel er HNO 3, er meget fortyndet, i dette tilfælde vil produkterne af dens interaktion med aktive metaller være anderledes. Dette kan være ammoniak, frit nitrogen eller nitrogenoxid (I). Det hele afhænger af eksterne faktorer, som omfatter graden af ​​metalslibning og reaktionsblandingens temperatur. For eksempel vil ligningen for dets interaktion med zink være som følger:

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Koncentreret HNO 3 (96-98%) syre i reaktioner med metaller reduceres til nitrogendioxid, og dette afhænger normalt ikke af metallets position i N. Beketov-serien. Dette sker i de fleste tilfælde, for eksempel når man interagerer med sølv.

Lad os huske undtagelsen fra reglen: koncentreret salpetersyre under normale forhold reagerer ikke med jern, aluminium og krom, men passiverer dem. Det betyder, at der dannes en beskyttende oxidfilm på overfladen af ​​metaller, som forhindrer yderligere kontakt med syremolekyler. En blanding af stoffet med koncentreret kloridsyre i forholdet 3:1 kaldes aqua regia. Det har evnen til at opløse guld.

Hvordan reagerer nitratsyre med ikke-metaller?

Stoffets stærke oxiderende egenskaber fører til, at sidstnævnte i dets reaktioner med ikke-metalliske elementer omdannes til form af de tilsvarende syrer. For eksempel oxideres svovl til sulfatsyre, bor til borsyre og phosphor til phosphatsyre. Reaktionsligningerne nedenfor bekræfter dette:

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

Fremstilling af salpetersyre

Den mest bekvemme laboratoriemetode til opnåelse af stoffet er interaktionen mellem nitrater og koncentreret sulfatsyre. Det udføres med lav opvarmning, hvilket undgår en stigning i temperaturen, da det resulterende produkt i dette tilfælde nedbrydes.

I industrien kan salpetersyre fremstilles på flere måder. For eksempel ved oxidation af ammoniak opnået fra luft nitrogen og brint. Syreproduktionen foregår i flere trin. Mellemprodukter vil være nitrogenoxider. Først dannes nitrogenmonoxid NO, derefter oxideres det af atmosfærisk oxygen til nitrogendioxid. Til sidst, i en reaktion med vand og overskydende ilt, produceres fortyndet (40-60%) nitratsyre fra NO 2. Hvis det destilleres med koncentreret sulfatsyre, kan massefraktionen af ​​HNO 3 i opløsningen øges til 98.

Den ovenfor beskrevne metode til fremstilling af nitratsyre blev først foreslået af grundlæggeren af ​​nitrogenindustrien i Rusland I. Andreev i begyndelsen af ​​det 20. århundrede.

Anvendelse

Som vi husker, er den kemiske formel for salpetersyre HNO 3. Hvilket træk ved kemiske egenskaber bestemmer dets anvendelse, hvis nitratsyre er et produkt af kemisk produktion i stor skala? Dette er et stofs høje oxidationsevne. Det bruges i den farmaceutiske industri til at få medicin. Stoffet tjener som udgangsmateriale til syntese af eksplosive forbindelser, plast og farvestoffer. Nitratsyre bruges i militær teknologi som et oxidationsmiddel til raketbrændstof. En stor mængde af det bruges til produktion af de vigtigste typer nitrogengødning - salpeter. De er med til at øge udbyttet af de vigtigste landbrugsafgrøder og øge proteinindholdet i frugter og grøn masse.

Anvendelsesområder for nitrater

Efter at have undersøgt de grundlæggende egenskaber, produktion og brug af salpetersyre, vil vi fokusere på brugen af ​​dens vigtigste forbindelser - salte. De er ikke kun mineralsk gødning, nogle af dem er af stor betydning i militærindustrien. For eksempel kaldes en blanding bestående af 75 % kaliumnitrat, 15 % fint kul og 5 % svovl sort pulver. Ammonal, et sprængstof, fås fra ammoniumnitrat samt kul og aluminiumspulver. En interessant egenskab ved nitratsyresalte er deres evne til at nedbrydes, når de opvarmes.

Desuden vil reaktionsprodukterne afhænge af, hvilken metalion der indgår i saltet. Hvis et metalelement er placeret i aktivitetsserien til venstre for magnesium, findes nitritter og fri ilt i produkterne. Hvis metallet, der indgår i nitratet, er placeret fra magnesium til kobber inklusive, dannes der, når saltet opvarmes, nitrogendioxid, oxygen og oxid af metalelementet. Salte af sølv, guld eller platin ved høje temperaturer danner frit metal, oxygen og nitrogendioxid.

I vores artikel fandt vi ud af, hvad den kemiske formel for salpetersyre er i kemi, og hvilke funktioner i dens oxiderende egenskaber er vigtigst.

Salpetersyre - vigtigt, men farligt kemisk reagens

Kemiske reagenser, laboratorieudstyr og -instrumenter, og også laboratorieglas eller fra andre materialer er komponenter i ethvert moderne industrielt eller videnskabeligt forskningslaboratorium. På denne liste, som for mange århundreder siden, indtager stoffer og forbindelser en særlig plads, da de repræsenterer den vigtigste kemiske base, uden hvilken det er umuligt at udføre noget, selv det enkleste eksperiment eller analyse.

Moderne kemi har kæmpe beløb kemiske reagenser: alkalier, syrer, reagenser, salte og andre. Blandt dem er syrer den mest almindelige gruppe. Syrer er komplekse hydrogenholdige forbindelser, hvis atomer kan erstattes af metalatomer. Omfanget af deres anvendelse er omfattende. Det dækker mange industrier: kemi, teknik, olieraffinering, fødevarer, såvel som medicin, farmakologi, kosmetologi; meget brugt i hverdagen.

Salpetersyre og dens definition

Det tilhører monobasiske syrer og er et stærkt reagens. Det er en gennemsigtig væske, som kan have en gullig farvetone, hvis den opbevares i lang tid i et varmt rum, da der ved positive (rum)temperaturer ophobes nitrogenoxider i den. Når den opvarmes eller udsættes for direkte sollys, bliver den brun på grund af frigivelsen af ​​nitrogendioxid. Ryger ved kontakt med luft. Denne syre er et stærkt oxidationsmiddel med en skarp, ubehagelig lugt, der reagerer med de fleste metaller (med undtagelse af platin, rhodium, guld, tantal, iridium og nogle andre), og omdanner dem til oxider eller nitrater. Denne syre opløses godt i vand, uanset forhold, og i begrænset omfang i ether.

Formen for frigivelse af salpetersyre afhænger af dens koncentration:

- regelmæssig - 65%, 68%;
- røgfyldt - 86% eller mere. Farven på "røgen" kan være hvid, hvis koncentrationen er fra 86 % til 95 %, eller rød, hvis koncentrationen er over 95 %.

Modtagelse

I øjeblikket gennemgår produktionen af ​​stærkt eller svagt koncentreret salpetersyre følgende faser:
1. proces til katalytisk oxidation af syntetisk ammoniak;
2. som et resultat opnåelse af en blanding af nitrøse gasser;
3. vandabsorption;
4. proces med koncentrering af salpetersyre.

Opbevaring og transport

Dette reagens er den mest aggressive syre, Derfor stilles følgende krav til transport og opbevaring:
- opbevaring og transport i specielle hermetisk lukkede beholdere af kromstål eller aluminium samt i flasker af laboratorieglas.

Hver beholder er mærket "Farlig".

Hvor bruges kemikaliet?

Anvendelsesområdet for salpetersyre er i øjeblikket enormt. Det dækker mange brancher såsom:
- kemisk (produktion af sprængstoffer, organiske farvestoffer, plast, natrium, kalium, plast, visse typer syrer, kunstige fibre);
- landbruget (produktion af nitrogenmineralgødning eller nitrat);
- metallurgisk (opløsning og ætsning af metaller);
- farmakologisk (en del af præparater til fjernelse af hudlæsioner);
- produktion af smykker (bestemmelse af renheden af ​​ædle metaller og legeringer);
- militær (inkluderet i sprængstoffer som nitreringsreagens);
- raket og rum (en af ​​komponenterne i raketbrændstof);
- medicin (til kauterisering af vorter og andre hudformationer).

Forholdsregler

Når du arbejder med salpetersyre, skal du tage højde for, at dette kemiske reagens er en stærk syre, som tilhører stoffer i fareklasse 3. Der er særlige regler for laboratoriemedarbejdere samt personer, der er autoriseret til at arbejde med sådanne stoffer. For at undgå direkte kontakt med reagenset, udfør alt arbejde strengt i speciel beklædning, som inkluderer: syrefaste handsker og sko, overalls, nitril handsker, samt briller og åndedrætsværn som åndedræts- og synsbeskyttelse. Manglende overholdelse af disse krav kan føre til de mest alvorlige konsekvenser: hvis det kommer i kontakt med huden - forbrændinger, sår, og hvis det kommer ind i inhalationskanalen - forgiftning, endda lungeødem.

Salpetersyre HNO 3 er en farveløs væske, har en skarp lugt og fordamper let. Hvis det kommer i kontakt med huden, kan salpetersyre forårsage alvorlige forbrændinger (der dannes en karakteristisk gul plet på huden, den skal straks vaskes med rigeligt vand og derefter neutraliseres med NaHCO 3-sodavand)

Salpetersyre

Molekylformel: HNO 3, B(N) = IV, C.O. (N) = +5

Nitrogenatomet danner 3 bindinger med oxygenatomer ved udvekslingsmekanismen og 1 binding ved donor-acceptor-mekanismen.

Fysiske egenskaber

Vandfri HNO 3 ved almindelig temperatur er en farveløs flygtig væske med en specifik lugt (kp. 82,6 "C).

Koncentreret "rygende" HNO 3 har en rød eller gul farve, da den nedbrydes og frigiver NO 2. Salpetersyre blandes med vand i ethvert forhold.

Metoder til at opnå

I. Industriel - 3-trins syntese i henhold til skemaet: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Trin 1: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Trin 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Trin 3: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Laboratorie - langtidsopvarmning af nitrat med konc. H2SO4:

2NaNO3 (fast) + H2SO4 (konc.) = 2HNO3 + Na2SO4

Ba(NO 3) 2 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Kemiske egenskaber

HNO 3 som en stærk syre udviser alle syres generelle egenskaber

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 er et meget reaktivt stof. I kemiske reaktioner viser det sig som en stærk syre og som et stærkt oxidationsmiddel.

HNO 3 interagerer:

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

b) med baser og amfotere hydroxider 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) med salte af svage syrer 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) med ammoniak HNO3 + NH3 = NH4NO3

Forskel mellem HNO 3 og andre syrer

1. Når HNO 3 interagerer med metaller, frigives H 2 næsten aldrig, da H + sure ioner ikke deltager i oxidationen af ​​metaller.

2. I stedet for H + ioner virker NO 3 - anioner oxiderende.

3. HNO 3 er i stand til at opløse ikke kun metaller placeret i aktivitetsrækken til venstre for brint, men også lavaktive metaller - Cu, Ag, Hg. Au og Pt opløses også i en blanding med HCl.

HNO 3 er et meget stærkt oxidationsmiddel

I. Oxidation af metaller:

Interaktion af HNO 3: a) med Me med lav og middel aktivitet: 4HNO 3 (konc.) + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (fortyndet) + 3Сu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O

b) med aktivt Me: 10HNO 3 (fortyndet) + 4Zn = N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O

c) med alkali og jordalkali Me: 10HNO 3 (ultra dil.) + 4Ca = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

Meget koncentreret HNO 3 ved almindelige temperaturer opløser ikke nogle metaller, herunder Fe, Al, Cr.

II. Oxidation af ikke-metaller:

HNO 3 oxiderer P, S, C til deres højeste CO'er og reduceres i sig selv til NO (HNO 3 dil.) eller til NO 2 (HNO 3 konc.).

5HNO3 + P = 5NO2 + H3PO4 + H2O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Oxidation af komplekse stoffer:

Særligt vigtige er oxidationsreaktionerne af nogle Me-sulfider, som er uopløselige i andre syrer. Eksempler:

8HNO3 + PbS = 8NO2 + PbSO4 + 4H2O

22HNO 3 + 3Сu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - nitreringsmiddel i organiske syntesereaktioner

R-H + HO-NO2 → R-NO2 + H2O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O nitroethan

C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 + 3H 2 O trinitrotoluen

C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2) 3 OH + 3 H 2 O trinitrophenol

HNO 3 esterificerer alkoholer

R-OH + HO-NO2 → R-O-NO2 + H2O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + 3 H 2 O glyceroltrinitrat

Nedbrydning af HNO3

Når de opbevares i lys, og især ved opvarmning, nedbrydes HNO 3-molekyler på grund af intramolekylær oxidationsreduktion:

4HNO3 = 4N02 + O2 + 2H2O

Rødbrun giftig gas NO 2 frigives, hvilket forbedrer de aggressive oxiderende egenskaber af HNO 3

Salte af salpetersyre - nitrater Me(NO 3) n

Nitrater er farveløse krystallinske stoffer, der opløses godt i vand. De har kemiske egenskaber, der er karakteristiske for typiske salte.

Karakteristiske træk:

1) redoxnedbrydning ved opvarmning;

2) stærke oxiderende egenskaber af smeltede alkalimetalnitrater.

Termisk nedbrydning

1. Nedbrydning af nitrater af alkali- og jordalkalimetaller:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Nedbrydning af metalnitrater i aktivitetsrækken af ​​metaller fra Mg til Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Nedbrydning af metalnitrater, der er højere i aktivitetsrækken af ​​metaller end Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Eksempler på typiske reaktioner:

1) 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO3 = 2Ag + 2N02 + O2

Oxidativ effekt af smelter af alkalimetalnitrater

I vandige opløsninger udviser nitrater, i modsætning til HNO 3, næsten ingen oxidativ aktivitet. Imidlertid er smelter af alkalimetalnitrat og ammonium (saltpeter) stærke oxidationsmidler, da de nedbrydes ved frigivelse af aktivt oxygen.