È stato dimostrato sperimentalmente che in una molecola di acido nitrico tra due atomi di ossigeno e un atomo di azoto, due legami chimici sono assolutamente identici: un legame e mezzo. Lo stato di ossidazione dell'azoto è +5 e la valenza lo è IV.

Proprietà fisiche

Acido nitrico HNO3 nella sua forma pura - un liquido incolore con un odore acuto e soffocante, infinitamente solubile in acqua; t°pl.= -41°C; t°ebollizione = 82,6°C, r = 1,52 g/cm 3 . Si forma in piccole quantità durante le scariche dei fulmini ed è presente nell'acqua piovana.

Sotto l'influenza della luce, l'acido nitrico si decompone parzialmente, rilasciando N O 2 e per CAnche dopo acquisisce un colore marrone chiaro:

N 2 + O 2 temporale el.

cifre → 2NO

2NO+O2 → 2NO2 4H N O 3 luci → 4 N O2(gas marrone)

+2H2O + O2

L'acido nitrico ad alta concentrazione rilascia gas nell'aria, che in una bottiglia chiusa vengono rilevati come vapori marroni (ossidi di azoto). Questi gas sono molto velenosi, quindi bisogna fare attenzione a non inalarli. L'acido nitrico ossida molte sostanze organiche. Carta e tessuti vengono distrutti a causa dell'ossidazione delle sostanze che compongono questi materiali. L'acido nitrico concentrato provoca gravi ustioni con contatto prolungato e ingiallimento della pelle per diversi giorni con contatto breve. L'ingiallimento della pelle indica la distruzione delle proteine ​​e il rilascio di zolfo (una reazione qualitativa all'acido nitrico concentrato - colorazione gialla dovuta al rilascio di zolfo elementare quando l'acido agisce sulle proteine ​​- reazione xantoproteica). Cioè, è un'ustione della pelle. Per evitare ustioni, dovresti lavorare con acido nitrico concentrato indossando guanti di gomma.

Ricevuta

1. Metodo di laboratorio KNO3 + H2SO4 (concentrato) → KHSO4 + HNO3

(quando riscaldato)

2. Metodo industriale

Si effettua in tre fasi:

a) Ossidazione dell'ammoniaca su un catalizzatore di platino a NO 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Condizioni: catalizzatore –

Pt, t = 500˚С)

b) Ossidazione di NO in NO 2 da parte dell'ossigeno atmosferico

2NO+O2 → 2NO2

c) Assorbimento di NO 2 da parte dell'acqua in presenza di ossigeno in eccesso

4NO2 + O2 + 2H2O ↔ 4HNO3 oppure3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO

(senza eccesso di ossigeno)

Simulatore "Produzione di acido nitrico"

• Applicazione
• nella produzione di fertilizzanti minerali;
• nell'industria militare;
• nella grafica da cavalletto - per l'incisione di forme di stampa (tavole acquaforte, forme di stampa zincografiche e cliché di magnesio).
• nella produzione di esplosivi e sostanze tossiche

Domande per il controllo:

N. 1. Stato di ossidazione dell'atomo di azoto in una molecola di acido nitrico

UN. +4

B. +3

C. +5

D. +2

N. 2. L'atomo di azoto in una molecola di acido nitrico ha una valenza pari a -

UN. II

B. V

C. IV

D. III

N. 3. Quali proprietà fisiche caratterizzano l'acido nitrico puro?

UN. nessun colore

B. non ha odore

C. ha un forte odore irritante

D. liquido fumante

e. dipinto di giallo

N. 4. Abbina i materiali di partenza e i prodotti di reazione:

a) NH3+O2	1) NO2
b) KNO 3 + H 2 SO 4	2) NO2 + O2 + H2O
c) HNO3	3) NO+H2O
d)NO+O2	4)KHSO4 + HNO3

N. 5. Disporre i coefficienti utilizzando il metodo del bilancio elettronico, mostrare la transizione degli elettroni, indicare i processi di ossidazione (riduzione; agente ossidante (agente riducente):

NO2 + O2 + H2O ↔ HNO3

Acido nitrico(HNO 3) è un acido monobasico forte. L'acido nitrico solido forma due modifiche cristalline con reticoli monoclini e ortorombici. L'acido nitrico si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto. Nelle soluzioni acquose si dissocia quasi completamente in ioni. Forma una miscela azeotropica con acqua con concentrazione del 68,4% e punto di ebollizione 120 °C a pressione atmosferica. Sono noti due idrati solidi: monoidrato (HNO 3 ·H 2 O) e triidrato (HNO 3 ·3H 2 O).

L'azoto nell'acido nitrico è tetravalente, stato di ossidazione +5. L'acido nitrico è un gas incolore, inodore, liquido fumante nell'aria, punto di fusione? 41,59 °C, bollente + 82,6 °C con decomposizione parziale. La solubilità dell'acido nitrico in acqua non è limitata. Le soluzioni acquose di HNO 3 con una frazione di massa di 0,95-0,98 sono chiamate "acido nitrico fumante", con una frazione di massa di 0,6-0,7 - acido nitrico concentrato. Forma una miscela azeotropica con acqua (frazione in massa 68,4%, D 20 = 1,41 g/cm, T ebollizione =120,7 °C). Quando cristallizzato da soluzioni acquose, l'acido nitrico forma idrati cristallini:

• monoidrato HNO3H2O, Tpl =?37,62 °C
• triidrato HNO 3 3H 2 O, T pl =?18,47 °C

L'acido nitrico solido forma due modifiche cristalline:

• monoclino, gruppo spaziale P 2 1/a, UN= 1.623 nm, B= 0,857 nm, C= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · rombico

Il monoidrato forma cristalli del sistema ortorombico, gruppo spaziale P na2, UN= 0,631 nm, B= 0,869 nm, C= 0,544, Z = 4;

La densità delle soluzioni acquose di acido nitrico in funzione della sua concentrazione è descritta dall'equazione

dove d è la densità in g/cm3, c è la frazione in massa dell'acido. Questa formula descrive male il comportamento della densità a concentrazioni superiori al 97%.

Sotto l'influenza della luce, l'acido nitrico si decompone parzialmente con il rilascio di NO 2 e per questo acquisisce un colore marrone chiaro:

N 2 + O 2 scariche elettriche da fulmine > 2NO

• 2NO+O2 > 2NO2
• 4ÝNO 3 luce > 4NO 2 ^ (gas marrone)+2H2O + O2

L'acido nitrico ad alta concentrazione rilascia gas nell'aria, che in una bottiglia chiusa vengono rilevati come vapori marroni (ossidi di azoto). Questi gas sono molto velenosi, quindi bisogna fare attenzione a non inalarli. L'acido nitrico ossida molte sostanze organiche. Carta e tessuti vengono distrutti a causa dell'ossidazione delle sostanze che compongono questi materiali. L'acido nitrico concentrato provoca gravi ustioni con contatto prolungato e ingiallimento della pelle per diversi giorni con contatto breve. L'ingiallimento della pelle indica la distruzione delle proteine ​​e il rilascio di zolfo (una reazione qualitativa all'acido nitrico concentrato - colorazione gialla dovuta al rilascio di zolfo elementare quando l'acido agisce sulle proteine ​​- reazione xantoproteica). Cioè, è un'ustione della pelle. Per evitare ustioni, dovresti lavorare con acido nitrico concentrato indossando guanti di gomma.

23 febbraio 2018

Uno dei prodotti più importanti utilizzati dagli esseri umani è l'acido nitrato. La formula della sostanza è HNO 3 e presenta anche varie caratteristiche fisiche e chimiche che lo distinguono da altri acidi inorganici. Nel nostro articolo studieremo le proprietà dell'acido nitrico, conosceremo i metodi di preparazione e considereremo anche l'ambito di applicazione della sostanza in vari settori, medicina e agricoltura.

Caratteristiche delle proprietà fisiche

L'acido nitrico ottenuto in laboratorio, la cui formula strutturale è riportata di seguito, è un liquido incolore con un odore sgradevole, più pesante dell'acqua. Evapora rapidamente e ha un punto di ebollizione basso di +83 °C. Il composto si mescola facilmente con acqua in qualsiasi proporzione, formando soluzioni di concentrazioni variabili. Inoltre, l'acido nitrato può assorbire l'umidità dall'aria, cioè è una sostanza igroscopica. La formula strutturale dell'acido nitrico è ambigua e può avere due forme.

L'acido nitrato non esiste in forma molecolare. In soluzioni acquose di varie concentrazioni, la sostanza ha la forma delle seguenti particelle: H 3 O + - ioni idronio e anioni del residuo acido - NO 3 -.

Interazione acido-base

L'acido nitrico, che è uno degli acidi più forti, subisce reazioni di sostituzione, scambio e neutralizzazione. Pertanto, il composto partecipa ai processi metabolici con gli ossidi basici, con conseguente produzione di sale e acqua. La reazione di neutralizzazione è la proprietà chimica fondamentale di tutti gli acidi. I prodotti dell'interazione di basi e acidi saranno sempre i corrispondenti sali e acqua:

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

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Reazioni con i metalli

In una molecola di acido nitrico, la cui formula è HNO 3, l'azoto presenta lo stato di ossidazione più alto, pari a +5, quindi la sostanza ha proprietà ossidanti pronunciate. Essendo un acido forte, è in grado di reagire con i metalli nella serie di attività dei metalli fino all'idrogeno. Tuttavia, a differenza di altri acidi, può reagire anche con elementi metallici passivi, ad esempio rame o argento. I reagenti e i prodotti dell'interazione sono determinati sia dalla concentrazione dell'acido stesso che dall'attività del metallo.

Diluire l'acido nitrico e le sue proprietà

Se la frazione di massa di HNO 3 è 0,4-0,6, il composto presenta tutte le proprietà di un acido forte. Ad esempio, si dissocia in cationi idrogeno e anioni del residuo acido. Gli indicatori in un ambiente acido, come la tornasole viola, cambiano il loro colore in rosso in presenza di ioni H + in eccesso. La caratteristica più importante delle reazioni dell'acido nitrato con i metalli è l'incapacità di rilasciare idrogeno, che viene ossidato in acqua. Invece si formano vari composti: ossidi di azoto. Ad esempio, durante l'interazione dell'argento con molecole di acido nitrico, la cui formula è HNO 3, vengono scoperti monossido di azoto, acqua e un sale: il nitrato d'argento. Il grado di ossidazione dell'azoto nell'anione complesso diminuisce quando vengono aggiunti tre elettroni.

L'acido nitrato reagisce con elementi metallici attivi, come magnesio, zinco, calcio, per formare ossido nitrico, la cui valenza è la più piccola, è uguale a 1. Si formano anche sale e acqua:

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

Se l'acido nitrico, la cui formula chimica è HNO 3, è molto diluito, in questo caso i prodotti della sua interazione con i metalli attivi saranno diversi. Può trattarsi di ammoniaca, azoto libero o ossido nitrico (I). Tutto dipende da fattori esterni, tra cui il grado di macinazione del metallo e la temperatura della miscela di reazione. Ad esempio, l'equazione per la sua interazione con lo zinco sarà la seguente:

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

L'acido concentrato HNO 3 (96-98%) nelle reazioni con i metalli viene ridotto a biossido di azoto e questo di solito non dipende dalla posizione del metallo nella serie N. Beketov. Ciò accade nella maggior parte dei casi, ad esempio, quando si interagisce con l'argento.

Ricordiamo l'eccezione alla regola: l'acido nitrico concentrato in condizioni normali non reagisce con ferro, alluminio e cromo, ma li passiva. Ciò significa che sulla superficie dei metalli si forma una pellicola protettiva di ossido che impedisce un ulteriore contatto con le molecole acide. Una miscela della sostanza con acido cloruro concentrato in un rapporto 3:1 è chiamata acqua regia. Ha la capacità di sciogliere l'oro.

Come l'acido nitrato reagisce con i non metalli

Le forti proprietà ossidanti della sostanza portano al fatto che nelle sue reazioni con elementi non metallici, questi ultimi si trasformano nella forma degli acidi corrispondenti. Ad esempio, lo zolfo viene ossidato in acido solfato, il boro in acido borico e il fosforo in acido fosfato. Le equazioni di reazione seguenti lo confermano:

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

Preparazione dell'acido nitrico

Il metodo di laboratorio più conveniente per ottenere la sostanza è l'interazione dei nitrati con l'acido solfato concentrato. Viene effettuato a basso riscaldamento, evitando un aumento della temperatura, poiché in questo caso il prodotto risultante si decompone.

Nell'industria, l'acido nitrico può essere prodotto in diversi modi. Ad esempio, mediante l'ossidazione dell'ammoniaca ottenuta dall'azoto atmosferico e dall'idrogeno. La produzione di acido avviene in più fasi. I prodotti intermedi saranno gli ossidi di azoto. Innanzitutto si forma il monossido di azoto NO, quindi viene ossidato dall'ossigeno atmosferico in biossido di azoto. Infine, in una reazione con acqua e ossigeno in eccesso, da NO 2 viene prodotto acido nitrato diluito (40-60%). Se viene distillato con acido solfato concentrato, la frazione di massa di HNO 3 nella soluzione può essere aumentata a 98.

Il metodo sopra descritto per la produzione dell'acido nitrato fu proposto per la prima volta dal fondatore dell'industria dell'azoto in Russia I. Andreev all'inizio del XX secolo.

Applicazione

Come ricordiamo, la formula chimica dell'acido nitrico è HNO 3. Quale caratteristica delle proprietà chimiche ne determina l'uso se l'acido nitrato è un prodotto su larga scala della produzione chimica? Questa è l'elevata capacità ossidante di una sostanza. Viene utilizzato nell'industria farmaceutica per ottenere farmaci. La sostanza funge da materiale di partenza per la sintesi di composti esplosivi, plastica e coloranti. L'acido nitrato viene utilizzato nella tecnologia militare come agente ossidante per il carburante per missili. Una grande quantità viene utilizzata nella produzione dei più importanti tipi di fertilizzanti azotati: il salnitro. Aiutano ad aumentare la resa delle colture agricole più importanti e ad aumentare il contenuto proteico nei frutti e nella massa verde.

Aree di applicazione dei nitrati

Dopo aver esaminato le proprietà di base, la produzione e l'uso dell'acido nitrico, ci concentreremo sull'uso dei suoi composti più importanti: i sali. Non sono solo fertilizzanti minerali, alcuni di essi sono di grande importanza nell'industria militare. Ad esempio, una miscela composta dal 75% di nitrato di potassio, dal 15% di carbone fine e dal 5% di zolfo è chiamata polvere nera. L'ammonale, un esplosivo, è ottenuto dal nitrato di ammonio, nonché dalla polvere di carbone e alluminio. Una proprietà interessante dei sali nitrati acidi è la loro capacità di decomporsi se riscaldati.

Inoltre, i prodotti della reazione dipenderanno da quale ione metallico è incluso nel sale. Se un elemento metallico si trova a sinistra del magnesio nella serie di attività, nei prodotti si trovano nitriti e ossigeno libero. Se il metallo incluso nel nitrato si trova dal magnesio al rame compreso, quando il sale viene riscaldato si formano biossido di azoto, ossigeno e ossido dell'elemento metallico. I sali d'argento, oro o platino ad alte temperature formano metallo libero, ossigeno e biossido di azoto.

Nel nostro articolo, abbiamo scoperto qual è la formula chimica dell'acido nitrico in chimica e quali caratteristiche delle sue proprietà ossidanti sono più importanti.

Acido nitrico: importante ma pericoloso reagente chimico

Reagenti chimici, attrezzature e strumenti di laboratorio, e anche vetreria da laboratorio o da altri materiali sono componenti di qualsiasi moderno laboratorio di ricerca industriale o scientifica. In questo elenco, come molti secoli fa, sostanze e composti occupano un posto speciale, poiché rappresentano la base chimica principale, senza la quale è impossibile effettuare qualsiasi esperimento o analisi, anche il più semplice.

La chimica moderna ha quantità enorme reagenti chimici: alcali, acidi, reagenti, sali e altri. Tra questi, gli acidi sono il gruppo più comune. Gli acidi sono composti complessi contenenti idrogeno i cui atomi possono essere sostituiti da atomi di metallo. L'ambito della loro applicazione è ampio. Copre molti settori: chimico, ingegneristico, raffinazione del petrolio, alimentare, nonché medicina, farmacologia, cosmetologia; ampiamente utilizzato nella vita di tutti i giorni.

Acido nitrico e sua definizione

Appartiene agli acidi monobasici ed è un forte reagente. È un liquido trasparente, che può avere una tinta giallastra se conservato per lungo tempo in una stanza calda, poiché a temperature positive (ambiente) si accumulano ossidi di azoto. Se riscaldato o esposto alla luce solare diretta, diventa marrone a causa del rilascio di biossido di azoto. Fuma a contatto con l'aria. Questo acido è un forte agente ossidante con un odore acuto e sgradevole che reagisce con la maggior parte dei metalli (ad eccezione di platino, rodio, oro, tantalio, iridio e alcuni altri), trasformandoli in ossidi o nitrati. Questo acido si dissolve bene in acqua, in qualsiasi proporzione, e in misura limitata nell'etere.

La forma di rilascio dell'acido nitrico dipende dalla sua concentrazione:

- regolare - 65%, 68%;
- fumoso - 86% o più. Il colore del “fumo” può essere bianco se la concentrazione è compresa tra 86% e 95%, oppure rosso se la concentrazione è superiore al 95%.

Ricevuta

Attualmente, la produzione di acido nitrico altamente o debolmente concentrato passa attraverso le seguenti fasi:
1. processo di ossidazione catalitica dell'ammoniaca sintetica;
2. ottenere di conseguenza una miscela di gas nitrosi;
3. assorbimento d'acqua;
4. processo di concentrazione dell'acido nitrico.

Stoccaggio e trasporto

Questo reagente è l'acido più aggressivo, Pertanto, per il trasporto e lo stoccaggio vengono richiesti i seguenti requisiti:
- conservare e trasportare in appositi contenitori ermeticamente chiusi in acciaio al cromo o alluminio, nonché in bottiglie di vetro da laboratorio.

Ogni contenitore è contrassegnato dalla dicitura "Pericoloso".

Dove viene utilizzata la sostanza chimica?

Il campo di applicazione dell'acido nitrico è attualmente enorme. Copre molti settori come:
- chimico (produzione di esplosivi, coloranti organici, materie plastiche, sodio, potassio, materie plastiche, alcuni tipi di acidi, fibre artificiali);
- agricolo (produzione di concimi minerali azotati o nitrati);
- metallurgico (scioglimento e attacco dei metalli);
- farmacologico (parte dei preparati per la rimozione delle lesioni cutanee);
- produzione di gioielli (determinazione della purezza dei metalli e delle leghe preziose);
- militare (incluso negli esplosivi come reagente nitrante);
- razzo e spazio (uno dei componenti del carburante per missili);
- medicina (per cauterizzazione di verruche e altre formazioni cutanee).

Precauzioni

Quando si lavora con l'acido nitrico, è necessario tenere presente che questo reagente chimico è un acido forte, che appartiene alle sostanze della classe di pericolo 3. Esistono regole speciali per i dipendenti di laboratorio e per le persone autorizzate a lavorare con tali sostanze. Per evitare il contatto diretto con il reagente, eseguire tutti gli interventi rigorosamente con indumenti speciali, che comprendono: guanti e scarpe antiacido, tuta, guanti in nitrile, nonché occhiali e respiratori come protezione respiratoria e visiva. Il mancato rispetto di questi requisiti può portare alle conseguenze più gravi: se entra in contatto con la pelle - ustioni, ulcere e se entra nelle vie inalatorie - avvelenamento, persino edema polmonare.

L'acido nitrico HNO 3 è un liquido incolore, ha un odore pungente ed evapora facilmente. L'acido nitrico se viene a contatto con la pelle può provocare gravi ustioni (sulla pelle si forma una caratteristica macchia gialla, va lavata immediatamente con abbondante acqua e poi neutralizzata con soda NaHCO 3)

Acido nitrico

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

L'atomo di azoto forma 3 legami con gli atomi di ossigeno mediante il meccanismo di scambio e 1 legame mediante il meccanismo donatore-accettore.

Proprietà fisiche

L'HNO 3 anidro a temperatura ordinaria è un liquido volatile incolore con un odore specifico (bp 82,6 "C).

L'HNO 3 "fumante" concentrato ha un colore rosso o giallo, poiché si decompone per rilasciare NO 2. L'acido nitrico si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto.

Modalità di ottenimento

I. Industriale - sintesi in 3 fasi secondo lo schema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Stadio 1: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Stadio 2: 2NO + O2 = 2NO2

Fase 3: 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

II. Laboratorio - riscaldamento a lungo termine del nitrato con conc. H2SO4:

2NaNO 3 (solido) + H 2 SO 4 (concentrato) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

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

Proprietà chimiche

HNO 3 come acido forte mostra tutte le proprietà generali degli acidi

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 è una sostanza molto reattiva. Nelle reazioni chimiche si manifesta come un acido forte e come un forte agente ossidante.

HNO 3 interagisce:

a) con ossidi metallici 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) con basi e idrossidi anfoteri 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) con sali di acidi deboli 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

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

Differenza tra HNO 3 e altri acidi

1. Quando HNO 3 interagisce con i metalli, H 2 non viene quasi mai rilasciato, poiché gli ioni dell'acido H + non partecipano all'ossidazione dei metalli.

2. Invece degli ioni H +, gli anioni NO 3 - hanno un effetto ossidante.

3. HNO 3 è in grado di dissolvere non solo i metalli situati nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno, ma anche i metalli a bassa attività: Cu, Ag, Hg. Anche Au e Pt si dissolvono in una miscela con HCl.

HNO 3 è un agente ossidante molto forte

I. Ossidazione dei metalli:

Interazione di HNO 3: a) con Me di attività bassa e media: 4HNO 3 (conc.) + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

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

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

c) con alcali e alcalino terrosi Me: 10HNO 3 (ultra dil.) + 4Ca = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

HNO 3 molto concentrato a temperature ordinarie non dissolve alcuni metalli, inclusi Fe, Al, Cr.

II. Ossidazione dei non metalli:

HNO 3 ossida P, S, C al massimo livello di CO, mentre si riduce a NO (HNO 3 dil.) o a NO 2 (HNO 3 conc.).

5HNO3 + P = 5NO2 + H3PO4 + H2O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Ossidazione di sostanze complesse:

Particolarmente importanti sono le reazioni di ossidazione di alcuni solfuri di Me, che sono insolubili in altri acidi. Esempi:

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

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

HNO 3 - agente nitrante nelle reazioni di sintesi organica

R-H + 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 + 3 H NO 3 → C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 + 3 H 2 O trinitrotoluene

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

HNO 3 esterifica gli alcoli

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 glicerolo trinitrato

Decomposizione di HNO3

Se conservate alla luce, e soprattutto se riscaldate, le molecole di HNO 3 si decompongono a causa della riduzione dell'ossidazione intramolecolare:

4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

Viene rilasciato il gas tossico rosso-marrone NO 2, che aumenta le proprietà ossidanti aggressive dell'HNO 3

Sali dell'acido nitrico - nitrati Me(NO 3) n

I nitrati sono sostanze cristalline incolori che si dissolvono bene in acqua. Hanno proprietà chimiche caratteristiche dei sali tipici.

Caratteristiche distintive:

1) decomposizione redox quando riscaldato;

2) forti proprietà ossidanti dei nitrati di metalli alcalini fusi.

Decomposizione termica

1. Decomposizione dei nitrati di metalli alcalini e alcalino terrosi:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Decomposizione dei nitrati metallici nella serie di attività dei metalli da Mg a Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Decomposizione dei nitrati metallici che sono più alti nella serie di attività dei metalli rispetto al Cu:

Me(NO3) n → Me + NO2 + O2

Esempi di reazioni tipiche:

1) 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2) 2Cu(NO3) 2 = 2CuO + 4NO2 + O2

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

Effetto ossidativo delle fusioni di nitrati di metalli alcalini

Nelle soluzioni acquose, i nitrati, a differenza dell'HNO 3, non presentano quasi alcuna attività ossidativa. Tuttavia, le fusioni di nitrati di metalli alcalini e ammonio (salnitro) sono forti agenti ossidanti, poiché si decompongono con il rilascio di ossigeno attivo.