Se ha demostrado experimentalmente que en una molécula de ácido nítrico entre dos átomos de oxígeno y un átomo de nitrógeno, dos enlaces químicos son absolutamente idénticos: enlaces de uno y medio. El estado de oxidación del nitrógeno es +5 y la valencia es IV.

Propiedades físicas

Ácido nítrico HNO 3 en su forma pura, un líquido incoloro con un olor acre y sofocante, infinitamente soluble en agua; t°pl.= -41°C; t°de ebullición = 82,6°C, r = 1,52 g/cm 3 . Se forma en pequeñas cantidades durante la descarga de rayos y está presente en el agua de lluvia.

Bajo la influencia de la luz, el ácido nítrico se descompone parcialmente, liberando N O 2 y para doIncluso después de esto adquiere un color marrón claro:

N 2 + O 2 tormenta el.

dígitos → 2NO

2NO + O 2 → 2NO 2 4H NO 3 ligero → 4 N o 2(gas marrón)

+ 2H 2 O + O 2

El ácido nítrico en alta concentración libera gases en el aire, que en una botella cerrada se detectan como vapores marrones (óxidos de nitrógeno). Estos gases son muy venenosos, por lo que hay que tener cuidado de no inhalarlos. El ácido nítrico oxida muchas sustancias orgánicas. El papel y los tejidos se destruyen debido a la oxidación de las sustancias que forman estos materiales. El ácido nítrico concentrado provoca quemaduras graves en caso de contacto prolongado y coloración amarillenta de la piel durante varios días en caso de contacto breve. El color amarillento de la piel indica la destrucción de proteínas y la liberación de azufre (una reacción cualitativa al ácido nítrico concentrado - coloración amarilla debido a la liberación de azufre elemental cuando el ácido actúa sobre las proteínas - reacción de xantoproteínas). Es decir, es una quemadura en la piel. Para evitar quemaduras, debe trabajar con ácido nítrico concentrado con guantes de goma.

Recibo

1. Método de laboratorio KNO 3 + H 2 SO 4 (conc) → KHSO 4 + HNO 3

(cuando se calienta)

2. Método industrial

Se lleva a cabo en tres etapas:

a) Oxidación de amoníaco sobre un catalizador de platino a NO 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Condiciones: catalizador –

Pt, t = 500˚С)

b) Oxidación de NO a NO 2 por el oxígeno atmosférico

2NO + O 2 → 2NO 2

c) Absorción de NO 2 por el agua en presencia de exceso de oxígeno

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3 o3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO

(sin exceso de oxígeno)

Simulador "Producción de ácido nítrico"

• Solicitud
• en la producción de fertilizantes minerales;
• en la industria militar;
• en gráficos de caballete - para grabar formas impresas (tableros para grabar, formas zincográficas para impresión y clichés de magnesio).
• en la producción de explosivos y sustancias tóxicas

Preguntas para el control:

N° 1. Estado de oxidación del átomo de nitrógeno en una molécula de ácido nítrico.

a. +4

b. +3

do. +5

d. +2

No. 2. El átomo de nitrógeno en una molécula de ácido nítrico tiene una valencia igual a -

a. II

b. V

do. IV

d. III

No 3. ¿Qué propiedades físicas caracterizan al ácido nítrico puro?

a. sin color

b. no tiene olor

do. tiene un fuerte olor irritante

d. liquido humeante

mi. pintado de amarillo

No 4. Relacione los materiales de partida y los productos de reacción:

a) NH 3 + O 2	1) NO 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)KHSO4 + HNO3

No 5. Organice los coeficientes utilizando el método del balance electrónico, muestre la transición de electrones, indique los procesos de oxidación (reducción; agente oxidante (agente reductor):

NO 2 + O 2 + H 2 O ↔ HNO 3

Ácido nítrico(HNO 3) es un ácido monobásico fuerte. El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas con redes monoclínicas y ortorrómbicas. El ácido nítrico se mezcla con agua en cualquier proporción. En soluciones acuosas, se disocia casi por completo en iones. Forma una mezcla azeotrópica con agua con una concentración del 68,4% y punto de ebullición 120 °C a presión atmosférica. Se conocen dos hidratos sólidos: monohidrato (HNO 3 ·H 2 O) y trihidrato (HNO 3 ·3H 2 O).

El nitrógeno en el ácido nítrico es tetravalente, estado de oxidación +5. El ácido nítrico es un gas incoloro, inodoro, líquido que humea en el aire, ¿punto de fusión? 41,59 °C, punto de ebullición + 82,6 °C con descomposición parcial. La solubilidad del ácido nítrico en agua no está limitada. Las soluciones acuosas de HNO 3 con una fracción de masa de 0,95-0,98 se denominan "ácido nítrico fumante", con una fracción de masa de 0,6-0,7 - ácido nítrico concentrado. Forma una mezcla azeotrópica con agua (fracción de masa 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T de ebullición = 120,7 °C). Cuando cristaliza en soluciones acuosas, el ácido nítrico forma hidratos cristalinos:

• monohidrato HNO 3 H 2 O, T pl =?37,62 °C
• trihidrato HNO 3 · 3H 2 O, T pl =?18,47 °C

El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas:

• monoclínico, grupo espacial PAG 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, do= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · rómbico

El monohidrato forma cristales del sistema ortorrómbico, grupo espacial. PAG na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, do= 0,544, Z = 4;

La densidad de las soluciones acuosas de ácido nítrico en función de su concentración se describe mediante la ecuación

donde d es la densidad en g/cm3, c es la fracción másica del ácido. Esta fórmula describe mal el comportamiento de la densidad en concentraciones superiores al 97%.

Bajo la influencia de la luz, el ácido nítrico se descompone parcialmente con la liberación de NO 2 y por ello adquiere un color marrón claro:

N 2 + O 2 descargas eléctricas del rayo > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4НNO 3 luz > 4NO 2 ^ (gas marrón)+ 2H 2 O + O 2

El ácido nítrico en alta concentración libera gases en el aire, que en una botella cerrada se detectan como vapores marrones (óxidos de nitrógeno). Estos gases son muy venenosos, por lo que hay que tener cuidado de no inhalarlos. El ácido nítrico oxida muchas sustancias orgánicas. El papel y los tejidos se destruyen debido a la oxidación de las sustancias que forman estos materiales. El ácido nítrico concentrado provoca quemaduras graves en caso de contacto prolongado y coloración amarillenta de la piel durante varios días en caso de contacto breve. El color amarillento de la piel indica la destrucción de proteínas y la liberación de azufre (una reacción cualitativa al ácido nítrico concentrado - coloración amarilla debido a la liberación de azufre elemental cuando el ácido actúa sobre las proteínas - reacción de xantoproteínas). Es decir, es una quemadura en la piel. Para evitar quemaduras, debe trabajar con ácido nítrico concentrado con guantes de goma.

23 de febrero de 2018

Uno de los productos más importantes utilizados por los humanos es el ácido nitrato. La fórmula de la sustancia es HNO 3 y además tiene diversas características físicas y químicas que la distinguen de otros ácidos inorgánicos. En nuestro artículo estudiaremos las propiedades del ácido nítrico, nos familiarizaremos con los métodos de preparación y también consideraremos el ámbito de aplicación de la sustancia en diversas industrias, medicina y agricultura.

Características de las propiedades físicas.

El ácido nítrico obtenido en el laboratorio, cuya fórmula estructural se detalla a continuación, es un líquido incoloro con un olor desagradable, más pesado que el agua. Se evapora rápidamente y tiene un punto de ebullición bajo de +83 °C. El compuesto se mezcla fácilmente con agua en cualquier proporción, formando soluciones de diferentes concentraciones. Además, el ácido nitrato puede absorber la humedad del aire, es decir, es una sustancia higroscópica. La fórmula estructural del ácido nítrico es ambigua y puede tener dos formas.

El ácido nitrato no existe en forma molecular. En soluciones acuosas de diversas concentraciones, la sustancia tiene la forma de las siguientes partículas: H 3 O + - iones hidronio y aniones del residuo ácido - NO 3 -.

Interacción ácido-base

El ácido nítrico, que es uno de los ácidos más fuertes, sufre reacciones de sustitución, intercambio y neutralización. Así, el compuesto participa en procesos metabólicos con óxidos básicos, dando como resultado la producción de sal y agua. La reacción de neutralización es la propiedad química básica de todos los ácidos. Los productos de la interacción de bases y ácidos serán siempre las correspondientes sales y agua:

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Vídeo sobre el tema.

Reacciones con metales

En una molécula de ácido nítrico, cuya fórmula es HNO 3, el nitrógeno presenta el estado de oxidación más alto, igual a +5, por lo que la sustancia tiene propiedades oxidantes pronunciadas. Como ácido fuerte, es capaz de reaccionar con metales en la serie de actividad de los metales hasta el hidrógeno. Sin embargo, a diferencia de otros ácidos, también puede reaccionar con elementos metálicos pasivos, como el cobre o la plata. Los reactivos y productos de la interacción están determinados tanto por la concentración del propio ácido como por la actividad del metal.

Ácido nítrico diluido y sus propiedades.

Si la fracción de masa de HNO 3 es 0,4-0,6, entonces el compuesto presenta todas las propiedades de un ácido fuerte. Por ejemplo, se disocia en cationes de hidrógeno y aniones del residuo ácido. Los indicadores en un ambiente ácido, como el tornasol violeta, cambian de color a rojo en presencia de un exceso de iones H +. La característica más importante de las reacciones del ácido nitrato con metales es la incapacidad de liberar hidrógeno, que se oxida a agua. En su lugar, se forman varios compuestos: óxidos de nitrógeno. Por ejemplo, durante la interacción de la plata con moléculas de ácido nítrico, cuya fórmula es HNO 3, se descubren monóxido de nitrógeno, agua y una sal, el nitrato de plata. El grado de oxidación del nitrógeno en el anión complejo disminuye a medida que se añaden tres electrones.

El ácido nitrato reacciona con elementos metálicos activos, como magnesio, zinc, calcio, para formar óxido nítrico, cuya valencia es la más pequeña, igual a 1. También se forman sal y agua:

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

Si el ácido nítrico, cuya fórmula química es HNO 3, está muy diluido, en este caso los productos de su interacción con los metales activos serán diferentes. Puede ser amoniaco, nitrógeno libre u óxido nítrico (I). Todo depende de factores externos, entre los que se incluyen el grado de molienda del metal y la temperatura de la mezcla de reacción. Por ejemplo, la ecuación para su interacción con el zinc será la siguiente:

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

El ácido HNO 3 (96-98%) concentrado en reacciones con metales se reduce a dióxido de nitrógeno, y esto generalmente no depende de la posición del metal en la serie de N. Beketov. Esto sucede en la mayoría de los casos, por ejemplo, al interactuar con la plata.

Recordemos la excepción a la regla: el ácido nítrico concentrado en condiciones normales no reacciona con el hierro, el aluminio y el cromo, sino que los pasiva. Esto significa que se forma una película protectora de óxido en la superficie de los metales, evitando un mayor contacto con las moléculas de ácido. Una mezcla de la sustancia con ácido clorhídrico concentrado en una proporción de 3:1 se llama agua regia. Tiene la capacidad de disolver el oro.

Cómo reacciona el ácido nitrato con los no metales

Las fuertes propiedades oxidantes de la sustancia conducen al hecho de que en sus reacciones con elementos no metálicos, estos últimos se transforman en la forma de los ácidos correspondientes. Por ejemplo, el azufre se oxida a ácido sulfato, el boro a ácido bórico y el fósforo a ácido fosfato. Las siguientes ecuaciones de reacción lo confirman:

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

Preparación de ácido nítrico.

El método de laboratorio más conveniente para obtener la sustancia es la interacción de nitratos con ácido sulfato concentrado. Se realiza con calentamiento lento, evitando el aumento de temperatura, ya que en este caso el producto resultante se descompone.

En la industria, el ácido nítrico se puede producir de varias formas. Por ejemplo, mediante la oxidación del amoníaco obtenido del nitrógeno y el hidrógeno del aire. La producción de ácido se lleva a cabo en varias etapas. Los productos intermedios serán los óxidos de nitrógeno. Primero, se forma monóxido de nitrógeno NO, luego el oxígeno atmosférico lo oxida a dióxido de nitrógeno. Finalmente, en una reacción con agua y exceso de oxígeno, se produce ácido nitrato diluido (40-60%) a partir de NO2. Si se destila con ácido sulfato concentrado, la fracción másica de HNO 3 en la solución se puede aumentar a 98.

El método descrito anteriormente para la producción de ácido nitrato fue propuesto por primera vez por el fundador de la industria del nitrógeno en Rusia, I. Andreev, a principios del siglo XX.

Solicitud

Como recordamos, la fórmula química del ácido nítrico es HNO 3. ¿Qué característica de las propiedades químicas determina su uso si el ácido nitrato es un producto de producción química a gran escala? Ésta es la alta capacidad oxidante de una sustancia. Se utiliza en la industria farmacéutica para la obtención de medicamentos. La sustancia sirve como material de partida para la síntesis de compuestos explosivos, plásticos y colorantes. El ácido nitrato se utiliza en tecnología militar como agente oxidante del combustible para cohetes. Una gran cantidad se utiliza en la producción de los tipos más importantes de fertilizantes nitrogenados: el salitre. Ayudan a incrementar el rendimiento de los cultivos agrícolas más importantes y aumentan el contenido de proteínas en frutos y masa verde.

Áreas de aplicación de nitratos.

Habiendo examinado las propiedades básicas, la producción y el uso del ácido nítrico, nos centraremos en el uso de sus compuestos más importantes: las sales. No son sólo fertilizantes minerales, algunos de ellos son de gran importancia en la industria militar. Por ejemplo, una mezcla compuesta por un 75% de nitrato de potasio, un 15% de carbón fino y un 5% de azufre se llama pólvora negra. El amonal, un explosivo, se obtiene del nitrato de amonio, así como del carbón y el polvo de aluminio. Una propiedad interesante de las sales de ácido nitrato es su capacidad para descomponerse cuando se calientan.

Además, los productos de reacción dependerán de qué ion metálico esté incluido en la sal. Si un elemento metálico se encuentra a la izquierda del magnesio en la serie de actividad, en los productos se encuentran nitritos y oxígeno libre. Si el metal incluido en el nitrato se encuentra desde magnesio hasta cobre inclusive, cuando se calienta la sal, se forman dióxido de nitrógeno, oxígeno y óxido del elemento metálico. Las sales de plata, oro o platino forman metales libres, oxígeno y dióxido de nitrógeno a altas temperaturas.

En nuestro artículo, descubrimos cuál es la fórmula química del ácido nítrico en química y qué características de sus propiedades oxidativas son las más importantes.

Ácido nítrico: importante pero peligroso reactivo químico

Reactivos quimicos, equipos e instrumentos de laboratorio, y también cristalería de laboratorio o de otros materiales son componentes de cualquier laboratorio de investigación científica o industrial moderno. En esta lista, como hace muchos siglos, las sustancias y compuestos ocupan un lugar especial, ya que representan la principal base química, sin la cual es imposible realizar ningún experimento o análisis, ni siquiera el más simple.

La química moderna ha gran cantidad reactivos químicos: álcalis, ácidos, reactivos, sales y otros. Entre ellos, los ácidos son el grupo más común. Los ácidos son compuestos complejos que contienen hidrógeno cuyos átomos pueden ser reemplazados por átomos metálicos. El alcance de su aplicación es extenso. Abarca muchas industrias: química, ingeniería, refinación de petróleo, alimentación, así como medicina, farmacología, cosmetología; ampliamente utilizado en la vida cotidiana.

Ácido nítrico y su definición.

Pertenece a los ácidos monobásicos y es un reactivo fuerte. Es un líquido transparente que puede tener un tinte amarillento si se almacena durante mucho tiempo en una habitación cálida, ya que a temperaturas positivas (ambientales) se acumulan óxidos de nitrógeno. Cuando se calienta o se expone a la luz solar directa, se vuelve marrón debido a la liberación de dióxido de nitrógeno. Fuma al contacto con el aire. Este ácido es un agente oxidante fuerte con un olor acre y desagradable que reacciona con la mayoría de los metales (a excepción del platino, rodio, oro, tantalio, iridio y algunos otros), convirtiéndolos en óxidos o nitratos. Este ácido se disuelve bien en agua, en cualquier proporción y, hasta cierto punto, en éter.

La forma de liberación del ácido nítrico depende de su concentración:

- regulares - 65%, 68%;
- ahumado - 86% o más. El color del “humo” puede ser blanco si la concentración es del 86% al 95%, o rojo si la concentración es superior al 95%.

Recibo

Actualmente, la producción de ácido nítrico altamente o débilmente concentrado pasa por las siguientes etapas:
1. proceso de oxidación catalítica del amoníaco sintético;
2. obtener como resultado una mezcla de gases nitrosos;
3. absorción de agua;
4. proceso de concentración de ácido nítrico.

Almacenamiento y transporte

Este reactivo es el ácido más agresivo, Por ello, se plantean los siguientes requisitos para su transporte y almacenamiento:
- almacenar y transportar en recipientes especiales herméticamente cerrados de acero al cromo o aluminio, así como en botellas de vidrio de laboratorio.

Cada contenedor está marcado como "Peligroso".

¿Dónde se utiliza el químico?

El ámbito de aplicación del ácido nítrico es actualmente enorme. Cubre muchas industrias como:
- química (producción de explosivos, colorantes orgánicos, plásticos, sodio, potasio, plásticos, algunos tipos de ácidos, fibras artificiales);
- agrícola (producción de fertilizantes minerales nitrogenados o nitratos);
- metalúrgico (disolución y grabado de metales);
- farmacológico (parte de preparaciones para eliminar lesiones cutáneas);
- producción de joyas (determinación de la pureza de metales preciosos y aleaciones);
- militar (incluido en explosivos como reactivo nitrante);
- cohetes y espacio (uno de los componentes del combustible para cohetes);
- medicamento (para cauterización de verrugas y otras formaciones cutáneas).

Precauciones

Cuando se trabaja con ácido nítrico, se debe tener en cuenta que este reactivo químico es un ácido fuerte que pertenece a las sustancias de la clase de peligro 3. Existen reglas especiales para los empleados de laboratorio, así como para las personas autorizadas a trabajar con dichas sustancias. Para evitar el contacto directo con el reactivo, realice todo el trabajo estrictamente con ropa especial, que incluye: guantes y zapatos resistentes a los ácidos, monos, guantes de nitrilo, así como gafas y respiradores como protección respiratoria y de la visión. El incumplimiento de estos requisitos puede tener las consecuencias más graves: si entra en contacto con la piel (quemaduras, úlceras y si entra en el tracto de inhalación), intoxicación e incluso edema pulmonar.

El ácido nítrico HNO 3 es un líquido incoloro, tiene un olor acre y se evapora fácilmente. Si entra en contacto con la piel, el ácido nítrico puede provocar quemaduras graves (se forma una característica mancha amarilla en la piel, se debe lavar inmediatamente con abundante agua y luego neutralizar con NaHCO 3 soda)

Ácido nítrico

Fórmula molecular: HNO 3, B(N) = IV, C.O. (norte) = +5

El átomo de nitrógeno forma 3 enlaces con los átomos de oxígeno mediante el mecanismo de intercambio y 1 enlace mediante el mecanismo donante-aceptor.

Propiedades físicas

El HNO 3 anhidro a temperatura normal es un líquido volátil incoloro con un olor específico (pb 82,6 "C).

El HNO 3 "fumante" concentrado tiene un color rojo o amarillo, ya que se descompone para liberar NO 2. El ácido nítrico se mezcla con agua en cualquier proporción.

Métodos de obtención

I. Industrial - Síntesis en 3 etapas según el esquema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

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

Etapa 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

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

II. Laboratorio: calentamiento prolongado de nitrato con conc. H2SO4:

2NaNO 3 (sólido) + H 2 SO 4 (conc.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

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

Propiedades químicas

El HNO 3 como ácido fuerte exhibe todas las propiedades generales de los ácidos.

HNO 3 → H + + NO 3 -

El HNO 3 es una sustancia muy reactiva. En las reacciones químicas se manifiesta como un ácido fuerte y como un agente oxidante fuerte.

HNO 3 interactúa:

a) con óxidos metálicos 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) con bases e hidróxidos anfóteros 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) con sales de ácidos débiles 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) con amoníaco HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Diferencia entre HNO 3 y otros ácidos.

1. Cuando el HNO 3 interactúa con metales, el H 2 casi nunca se libera, ya que los iones ácidos H + no participan en la oxidación de los metales.

2. En lugar de iones H +, los aniones NO 3 - tienen un efecto oxidante.

3. El HNO 3 es capaz de disolver no solo los metales ubicados en la serie activa a la izquierda del hidrógeno, sino también los metales poco activos: Cu, Ag, Hg. Au y Pt también se disuelven en mezcla con HCl.

HNO 3 es un agente oxidante muy fuerte.

I. Oxidación de metales:

Interacción del HNO 3: a) con Me de baja y media actividad: 4HNO 3 (conc.) + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

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

b) con Me activo: 10HNO 3 (diluido) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

c) con Me alcalino y alcalinotérreo: 10HNO 3 (ultra diluido) + 4Ca = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

El HNO 3 muy concentrado a temperaturas normales no disuelve algunos metales, incluidos Fe, Al y Cr.

II. Oxidación de no metales:

El HNO 3 oxida P, S, C hasta su CO más alto, mientras que él mismo se reduce a NO (HNO 3 diluido) o a NO 2 (HNO 3 conc.).

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

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Oxidación de sustancias complejas:

Particularmente importantes son las reacciones de oxidación de algunos sulfuros de Me, que son insolubles en otros ácidos. Ejemplos:

8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

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

HNO 3 - agente nitrante en reacciones de síntesis orgánica

RH + HO-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

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

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

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

HNO 3 esterifica alcoholes

R-OH + HO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + 3 H 2 O trinitrato de glicerol

Descomposición del HNO3

Cuando se almacenan a la luz, y especialmente cuando se calientan, las moléculas de HNO 3 se descomponen debido a la oxidación-reducción intramolecular:

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

Se libera gas tóxico de color marrón rojizo NO 2, que mejora las propiedades oxidantes agresivas del HNO 3.

Sales de ácido nítrico - nitratos Me(NO 3) n

Los nitratos son sustancias cristalinas incoloras que se disuelven bien en agua. Tienen propiedades químicas características de las sales típicas.

Características distintivas:

1) descomposición redox cuando se calienta;

2) fuertes propiedades oxidantes de los nitratos de metales alcalinos fundidos.

Descomposición térmica

1. Descomposición de nitratos de metales alcalinos y alcalinotérreos:

Yo(NO 3) norte → Yo(NO 2) norte + O 2

2. Descomposición de nitratos metálicos en la serie de actividad de metales de Mg a Cu:

Yo(NO 3) n → Yo x O y + NO 2 + O 2

3. Descomposición de nitratos metálicos que tienen mayor actividad en la serie de metales que el Cu:

Yo(NO 3) n → Yo + NO 2 + O 2

Ejemplos de reacciones típicas:

1) 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

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

3) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Efecto oxidativo de las masas fundidas de nitratos de metales alcalinos.

En soluciones acuosas, los nitratos, a diferencia del HNO 3, casi no presentan actividad oxidativa. Sin embargo, las masas fundidas de nitratos de metales alcalinos y amonio (salitre) son agentes oxidantes fuertes, ya que se descomponen con la liberación de oxígeno activo.