Eksperimentalno je bilo dokazano, da sta v molekuli dušikove kisline med dvema atomoma kisika in atomom dušika dve kemični vezi popolnoma enaki - ena in pol vezi. Oksidacijsko stanje dušika je +5, valenca pa je IV.

Fizikalne lastnosti

Dušikova kislina HNO 3 v čisti obliki - brezbarvna tekočina z ostrim zadušljivim vonjem, neskončno topna v vodi; t°pl.= -41°C; t°vrelišča = 82,6°C, r = 1,52 g/cm 3 . V majhnih količinah nastaja ob razelektritvah strele in je prisoten v deževnici.

Pod vplivom svetlobe dušikova kislina delno razpade, pri čemer se sprošča N O 2 in za cTudi po tem pridobi svetlo rjavo barvo:

N 2 + O 2 strela el.

števke → 2ŠT

2NO + O 2 → 2NO 2 4H N O 3 svetloba → 4 N O 2(rjavi plin)

+ 2H 2 O + O 2

Visoka koncentracija dušikove kisline sprošča pline v zrak, ki jih v zaprti steklenici zaznamo kot rjave hlape (dušikovi oksidi). Ti plini so zelo strupeni, zato bodite previdni, da jih ne vdihavate. Dušikova kislina oksidira številne organske snovi. Papir in tkanine se uničijo zaradi oksidacije snovi, ki tvorijo te materiale. Koncentrirana dušikova kislina povzroči hude opekline pri dolgotrajnem stiku in večdnevno porumenelost kože pri kratkem stiku. Porumenelost kože kaže na uničenje beljakovin in sproščanje žvepla (kvalitativna reakcija na koncentrirano dušikovo kislino - rumeno obarvanje zaradi sproščanja elementarnega žvepla, ko kislina deluje na beljakovine - ksantoproteinska reakcija). To pomeni, da gre za opeklino kože. Da preprečite opekline, delajte s koncentrirano dušikovo kislino v gumijastih rokavicah.

potrdilo o prejemu

1. Laboratorijska metoda KNO 3 + H 2 SO 4 (konc) → KHSO 4 + HNO 3

(pri segrevanju)

2. Industrijska metoda

Izvaja se v treh fazah:

a) Oksidacija amoniaka na platinskem katalizatorju v NO 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Pogoji: katalizator –

Pt, t = 500˚С)

b) Oksidacija NO v NO 2 z atmosferskim kisikom

2NO + O 2 → 2NO 2

c) Absorpcija NO 2 z vodo v prisotnosti presežka kisika

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3 ali3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO

(brez odvečnega kisika)

Simulator "Proizvodnja dušikove kisline"

• Aplikacija
• pri proizvodnji mineralnih gnojil;
• v vojaški industriji;
• v štafelajni grafiki - za jedkanje tiskovnih form (jedkanice, cinkografske tiskovne forme in magnezijevi klišeji).
• pri proizvodnji eksplozivov in strupenih snovi

Vprašanja za kontrolo:

št. 1. Oksidacijsko stanje atoma dušika v molekuli dušikove kisline

a. +4

b. +3

c. +5

d. +2

št. 2. Atom dušika v molekuli dušikove kisline ima valenco, ki je enaka -

a. II

b. V

c. IV

d. III

št. 3. Katere fizikalne lastnosti so značilne za čisto dušikovo kislino?

a. brez barve

b. nima vonja

c. ima močan dražeč vonj

d. kadeča tekočina

e. pobarvan rumeno

št. 4. Poveži vhodne snovi in ​​reakcijske produkte:

a) NH 3 + O 2	1) NE 2
b) KNO 3 + H 2 SO 4	2) NO 2 + O 2 + H 2 O
c) HNO3	3) NO + H 2 O
d) NO + O 2	4) KHSO 4 + HNO 3

št. 5. Uredite koeficiente z metodo elektronske bilance, pokažite prehod elektronov, navedite procese oksidacije (redukcija; oksidant (reducent):

NO 2 + O 2 + H 2 O ↔ HNO 3

Dušikova kislina(HNO 3) je močna monobazična kislina. Trdna dušikova kislina tvori dve kristalni modifikaciji z monoklinsko in ortorombično mrežo. Dušikova kislina se meša z vodo v poljubnem razmerju. V vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociira na ione. Tvori azeotropno zmes z vodo s koncentracijo 68,4 % in vreliščem 120 °C pri atmosferskem tlaku. Poznamo dva trdna hidrata: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) in trihidrat (HNO 3 ·3H 2 O).

Dušik v dušikovi kislini je štirivalenten, oksidacijsko stanje +5. Dušikova kislina je brezbarven plin brez vonja, tekočina, ki se kadi na zraku, tališče? 41,59 °C, vrelišče + 82,6 °C z delnim razpadom. Topnost dušikove kisline v vodi ni omejena. Vodne raztopine HNO 3 z masnim deležem 0,95-0,98 se imenujejo "dimeča dušikova kislina", z masnim deležem 0,6-0,7 - koncentrirana dušikova kislina. Tvori azeotropno zmes z vodo (masni delež 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T vrenja =120,7 °C). Pri kristalizaciji iz vodnih raztopin dušikova kislina tvori kristalne hidrate:

• monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl =?37,62 °C
• trihidrat HNO 3 3H 2 O, T pl =?18,47 °C

Trdna dušikova kislina tvori dve kristalni modifikaciji:

• monoklinska, prostorska skupina p 2 1/a, a= 1,623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · rombasto

Monohidrat tvori kristale ortorombičnega sistema, prostorske skupine p na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;

Gostoto vodnih raztopin dušikove kisline v odvisnosti od njene koncentracije opisuje enačba

kjer je d gostota v g/cm3, c je masni delež kisline. Ta formula slabo opisuje obnašanje gostote pri koncentracijah, večjih od 97 %.

Pod vplivom svetlobe se dušikova kislina delno razgradi s sproščanjem NO 2 in zaradi tega pridobi svetlo rjavo barvo:

N 2 + O 2 strele električne razelektritve > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4HNO 3 svetloba > 4NO 2 ^ (rjavi plin)+ 2H 2 O + O 2

Visoka koncentracija dušikove kisline sprošča pline v zrak, ki jih v zaprti steklenici zaznamo kot rjave hlape (dušikovi oksidi). Ti plini so zelo strupeni, zato bodite previdni, da jih ne vdihavate. Dušikova kislina oksidira številne organske snovi. Papir in tkanine se uničijo zaradi oksidacije snovi, ki tvorijo te materiale. Koncentrirana dušikova kislina povzroči hude opekline pri dolgotrajnem stiku in večdnevno porumenelost kože pri kratkem stiku. Porumenelost kože kaže na uničenje beljakovin in sproščanje žvepla (kvalitativna reakcija na koncentrirano dušikovo kislino - rumeno obarvanje zaradi sproščanja elementarnega žvepla, ko kislina deluje na beljakovine - ksantoproteinska reakcija). To pomeni, da gre za opeklino kože. Da preprečite opekline, delajte s koncentrirano dušikovo kislino v gumijastih rokavicah.

23. februar 2018

Eden najpomembnejših izdelkov, ki jih ljudje uporabljajo, je nitratna kislina. Formula snovi je HNO 3 in ima tudi različne fizikalne in kemijske lastnosti, ki jo razlikujejo od drugih anorganskih kislin. V našem članku bomo preučili lastnosti dušikove kisline, se seznanili z metodami njene priprave in razmislili tudi o obsegu uporabe snovi v različnih industrijah, medicini in kmetijstvu.

Značilnosti fizikalnih lastnosti

Dušikova kislina, pridobljena v laboratoriju, katere strukturna formula je navedena spodaj, je brezbarvna tekočina z neprijetnim vonjem, težja od vode. Hitro izhlapi in ima nizko vrelišče +83 °C. Spojina se zlahka zmeša z vodo v poljubnih razmerjih, pri čemer nastanejo raztopine različnih koncentracij. Poleg tega lahko nitratna kislina absorbira vlago iz zraka, to je higroskopna snov. Strukturna formula dušikove kisline je dvoumna in ima lahko dve obliki.

Nitratna kislina ne obstaja v molekularni obliki. V vodnih raztopinah različnih koncentracij ima snov obliko naslednjih delcev: H 3 O + - hidronijevi ioni in anioni kislinskega ostanka - NO 3 -.

Kislinsko-bazična interakcija

Dušikova kislina, ki je ena najmočnejših kislin, je podvržena reakcijam substitucije, izmenjave in nevtralizacije. Tako spojina sodeluje v presnovnih procesih z bazičnimi oksidi, kar povzroči nastanek soli in vode. Reakcija nevtralizacije je osnovna kemijska lastnost vseh kislin. Produkti interakcije baz in kislin bodo vedno ustrezne soli in voda:

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Video na temo

Reakcije s kovinami

V molekuli dušikove kisline, katere formula je HNO 3, ima dušik največje oksidacijsko stanje, enako +5, zato ima snov izrazite oksidacijske lastnosti. Kot močna kislina lahko reagira s kovinami v vrsti aktivnosti kovin do vodika. Vendar pa lahko za razliko od drugih kislin reagira tudi s pasivnimi kovinskimi elementi, na primer z bakrom ali srebrom. Reagenti in produkti interakcije so določeni tako s koncentracijo same kisline kot z aktivnostjo kovine.

Razredčena dušikova kislina in njene lastnosti

Če je masni delež HNO 3 0,4-0,6, potem ima spojina vse lastnosti močne kisline. Na primer, disociira na vodikove katione in anione kislinskega ostanka. Indikatorji v kislem okolju, kot je vijolični lakmus, ob prisotnosti presežka H + ionov spremenijo barvo v rdečo. Najpomembnejša značilnost reakcij nitratne kisline s kovinami je nezmožnost sproščanja vodika, ki oksidira v vodo. Namesto tega nastanejo različne spojine – dušikovi oksidi. Na primer, med interakcijo srebra z molekulami dušikove kisline, katere formula je HNO 3, odkrijejo dušikov monoksid, vodo in sol - srebrov nitrat. Stopnja oksidacije dušika v kompleksnem anionu se zmanjša, ko se dodajo trije elektroni.

Nitratna kislina reagira z aktivnimi kovinskimi elementi, kot so magnezij, cink, kalcij, da nastane dušikov oksid, katerega valenca je najmanjša, enaka je 1. Nastaneta tudi sol in voda:

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

Če je dušikova kislina, katere kemijska formula je HNO3, zelo razredčena, bodo v tem primeru produkti njene interakcije z aktivnimi kovinami drugačni. To je lahko amoniak, prosti dušik ali dušikov oksid (I). Vse je odvisno od zunanjih dejavnikov, ki vključujejo stopnjo mletja kovine in temperaturo reakcijske mešanice. Na primer, enačba za njegovo interakcijo s cinkom bo naslednja:

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

Koncentrirana kislina HNO 3 (96-98%) se v reakcijah s kovinami reducira v dušikov dioksid, kar običajno ni odvisno od položaja kovine v seriji N. Beketov. To se zgodi v večini primerov, na primer pri interakciji s srebrom.

Spomnimo se izjeme od pravila: koncentrirana dušikova kislina v normalnih pogojih ne reagira z železom, aluminijem in kromom, ampak jih pasivizira. To pomeni, da se na površini kovin tvori zaščitni oksidni film, ki preprečuje nadaljnji stik z molekulami kisline. Mešanica snovi s koncentrirano kloridno kislino v razmerju 3:1 se imenuje aqua regia. Ima sposobnost raztapljanja zlata.

Kako dušikova kislina reagira z nekovinami?

Močne oksidacijske lastnosti snovi vodijo do dejstva, da se v reakcijah z nekovinskimi elementi slednji pretvorijo v obliko ustreznih kislin. Na primer, žveplo se oksidira v sulfatno kislino, bor v borovo kislino in fosfor v fosfatno kislino. Spodnje enačbe reakcije to potrjujejo:

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

Priprava dušikove kisline

Najprimernejša laboratorijska metoda za pridobivanje snovi je interakcija nitratov s koncentrirano sulfatno kislino. Izvaja se z nizkim segrevanjem, pri čemer se izogibamo zvišanju temperature, saj v tem primeru nastali produkt razpade.

V industriji lahko dušikovo kislino proizvajamo na več načinov. Na primer z oksidacijo amoniaka, pridobljenega iz zraka, dušika in vodika. Proizvodnja kisline poteka v več fazah. Vmesni produkti bodo dušikovi oksidi. Najprej nastane dušikov monoksid NO, nato pa ga atmosferski kisik oksidira v dušikov dioksid. Končno pri reakciji z vodo in presežkom kisika iz NO 2 nastane razredčena (40-60 %) nitratna kislina. Če jo destiliramo s koncentrirano sulfatno kislino, lahko masni delež HNO 3 v raztopini povečamo na 98.

Zgoraj opisano metodo za proizvodnjo nitratne kisline je prvi predlagal ustanovitelj dušikove industrije v Rusiji I. Andreev v začetku 20. stoletja.

Aplikacija

Kot se spomnimo, je kemijska formula dušikove kisline HNO3. Katere značilnosti kemijskih lastnosti določajo njegovo uporabo, če je nitratna kislina obsežen proizvod kemične proizvodnje? To je visoka oksidacijska sposobnost snovi. Uporablja se v farmacevtski industriji za pridobivanje zdravil. Snov služi kot začetni material za sintezo eksplozivnih spojin, plastike in barvil. Nitratna kislina se uporablja v vojaški tehnologiji kot oksidant za raketno gorivo. Velika količina se uporablja pri proizvodnji najpomembnejše vrste dušikovih gnojil - solitra. Pomagajo povečati pridelek najpomembnejših kmetijskih rastlin in povečati vsebnost beljakovin v plodovih in zeleni masi.

Področja uporabe nitratov

Po pregledu osnovnih lastnosti, pridobivanja in uporabe dušikove kisline se bomo osredotočili na uporabo njenih najpomembnejših spojin - soli. Niso le mineralna gnojila, nekatera so zelo pomembna v vojaški industriji. Na primer, mešanica, sestavljena iz 75% kalijevega nitrata, 15% drobnega premoga in 5% žvepla, se imenuje črni prah. Ammonal, eksploziv, se pridobiva iz amonijevega nitrata, pa tudi iz premoga in aluminijevega prahu. Zanimiva lastnost soli nitratne kisline je njihova sposobnost razgradnje pri segrevanju.

Poleg tega bodo reakcijski produkti odvisni od tega, kateri kovinski ion je vključen v sol. Če je kovinski element v nizu aktivnosti levo od magnezija, se v izdelkih nahajajo nitriti in prosti kisik. Če se kovina, vključena v nitrat, nahaja od magnezija do vključno bakra, potem pri segrevanju soli nastanejo dušikov dioksid, kisik in oksid kovinskega elementa. Soli srebra, zlata ali platine pri visokih temperaturah tvorijo proste kovine, kisik in dušikov dioksid.

V našem članku smo ugotovili, kakšna je kemijska formula dušikove kisline v kemiji in katere značilnosti njenih oksidacijskih lastnosti so najpomembnejše.

Dušikova kislina – pomembna, a nevarna kemični reagent

Kemični reagenti, laboratorijska oprema in instrumenti, in tudi laboratorijska steklena posoda ali iz drugih materialov so sestavni deli katerega koli sodobnega industrijskega ali znanstveno raziskovalnega laboratorija. Na tem seznamu, tako kot pred mnogimi stoletji, snovi in ​​spojine zavzemajo posebno mesto, saj predstavljajo glavno kemično osnovo, brez katere ni mogoče izvesti nobenega, tudi najpreprostejšega poskusa ali analize.

Sodobna kemija ima ogromno kemični reagenti: alkalije, kisline, reagenti, soli in drugi. Med njimi so kisline najpogostejša skupina. Kisline so kompleksne spojine, ki vsebujejo vodik, katerih atome lahko nadomestimo s kovinskimi atomi. Obseg njihove uporabe je obsežen. Zajema številne industrije: kemijo, inženiring, rafiniranje nafte, hrano, pa tudi medicino, farmakologijo, kozmetologijo; pogosto uporablja v vsakdanjem življenju.

Dušikova kislina in njena definicija

Spada med enobazične kisline in je močan reagent. Je prozorna tekočina, ki ima lahko ob daljšem shranjevanju v toplem prostoru rumenkast odtenek, saj se pri pozitivni (sobni) temperaturi v njej kopičijo dušikovi oksidi. Pri segrevanju ali izpostavljenosti neposredni sončni svetlobi porjavi zaradi sproščanja dušikovega dioksida. Kadi se ob stiku z zrakom. Ta kislina je močan oksidant z ostrim, neprijetnim vonjem, ki reagira z večino kovin (z izjemo platine, rodija, zlata, tantala, iridija in nekaterih drugih) in jih spremeni v okside ali nitrate. Ta kislina se dobro topi v vodi v poljubnem razmerju in v omejeni meri v etru.

Oblika sproščanja dušikove kisline je odvisna od njene koncentracije:

- redni - 65%, 68%;
- dimljen - 86% ali več. Barva »dima« je lahko bela, če je koncentracija od 86 % do 95 %, ali rdeča, če je koncentracija nad 95 %.

potrdilo o prejemu

Trenutno poteka proizvodnja visoko ali šibko koncentrirane dušikove kisline skozi naslednje faze:
1. postopek katalitične oksidacije sintetičnega amoniaka;
2. posledično pridobivanje mešanice dušikovih plinov;
3. absorpcija vode;
4. postopek koncentriranja dušikove kisline.

Skladiščenje in transport

Ta reagent je najbolj agresivna kislina, Zato so za njegov prevoz in skladiščenje postavljene naslednje zahteve:
- skladiščiti in prevažati v posebnih hermetično zaprtih posodah iz kromovega jekla ali aluminija ter v steklenicah iz laboratorijsko steklo.

Vsaka posoda je označena z "Nevarno".

Kje se uporablja kemikalija?

Obseg uporabe dušikove kisline je trenutno ogromen. Zajema številne industrije, kot so:
- kemična (proizvodnja eksplozivov, organskih barvil, plastike, natrija, kalija, plastike, nekaterih vrst kislin, umetnih vlaken);
- poljedelstvo (proizvodnja dušikovih mineralnih gnojil ali nitratov);
- metalurški (raztapljanje in jedkanje kovin);
- farmakološki (del pripravkov za odstranjevanje kožnih lezij);
- izdelava nakita (določanje čistosti plemenitih kovin in zlitin);
- vojaški (vključen v eksplozive kot nitrirni reagent);
- raketa in vesolje (ena od sestavin raketnega goriva);
- zdravilo (za kauterizacijo bradavic in drugih kožnih tvorb).

Previdnostni ukrepi

Pri delu z dušikovo kislino je treba upoštevati, da je ta kemični reagent močna kislina, ki spada v snovi 3. razreda nevarnosti. Za zaposlene v laboratoriju, pa tudi za osebe, pooblaščene za delo s tovrstnimi snovmi, veljajo posebna pravila. Da bi se izognili neposrednemu stiku z reagentom, vsa dela izvajajte strogo v posebnih oblačilih, ki vključujejo: kislinsko odporne rokavice in čevlje, kombinezone, nitrilne rokavice, kot tudi očala in respiratorji za zaščito dihal in vida. Neupoštevanje teh zahtev lahko povzroči najhujše posledice: če pride v stik s kožo - opekline, razjede, in če pride v inhalacijski trakt - zastrupitev, celo pljučni edem.

Dušikova kislina HNO 3 je brezbarvna tekočina, ima oster vonj in zlahka izhlapi. Dušikova kislina lahko v stiku s kožo povzroči hude opekline (na koži nastane značilna rumena lisa, ki jo je treba takoj sprati z veliko vode in nato nevtralizirati s sodo NaHCO 3)

Dušikova kislina

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

Atom dušika tvori 3 vezi z atomi kisika z mehanizmom izmenjave in 1 vez z mehanizmom donor-akceptor.

Fizikalne lastnosti

Brezvodni HNO 3 je pri običajni temperaturi brezbarvna hlapna tekočina s specifičnim vonjem (vrelišča 82,6 "C).

Koncentrirana "dimeča" HNO 3 ima rdečo ali rumeno barvo, saj se razgradi in sprosti NO 2. Dušikova kislina se meša z vodo v poljubnem razmerju.

Metode pridobivanja

I. Industrijska - 3-stopenjska sinteza po shemi: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

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

2. stopnja: 2NO + O 2 = 2NO 2

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

II. Laboratorij - dolgotrajno segrevanje nitrata s konc. H2SO4:

2NaNO 3 (trdno) + H 2 SO 4 (konc.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

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

Kemijske lastnosti

HNO 3 kot močna kislina kaže vse splošne lastnosti kislin

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 je zelo reaktivna snov. V kemijskih reakcijah se kaže kot močna kislina in kot močno oksidantno sredstvo.

HNO 3 medsebojno deluje:

a) s kovinskimi oksidi 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) z bazami in amfoternimi hidroksidi 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) s solmi šibkih kislin 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) z amoniakom HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Razlika med HNO 3 in drugimi kislinami

1. Pri interakciji HNO 3 s kovinami se H 2 skoraj nikoli ne sprosti, saj kislinski ioni H + ne sodelujejo pri oksidaciji kovin.

2. Namesto ionov H + imajo oksidacijski učinek anioni NO 3 -.

3. HNO 3 je sposoben raztopiti ne le kovine, ki se nahajajo v seriji aktivnosti levo od vodika, ampak tudi nizko aktivne kovine - Cu, Ag, Hg. Au in Pt se raztopita tudi v zmesi s HCl.

HNO 3 je zelo močan oksidant

I. Oksidacija kovin:

Interakcija HNO 3: a) z Me nizke in srednje aktivnosti: 4HNO 3 (konc.) + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

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

b) z aktivnim Me: 10HNO 3 (razredčen) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

c) z alkalijskimi in zemeljskoalkalnimi Me: 10HNO 3 (ultrarazlit.) + 4Ca = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

Zelo koncentrirana HNO 3 pri običajnih temperaturah ne raztopi nekaterih kovin, vključno z Fe, Al, Cr.

II. Oksidacija nekovin:

HNO 3 oksidira P, S, C do njihovih najvišjih vrednosti CO, sam pa se reducira v NO (HNO 3 razd.) ali v NO 2 (HNO 3 konc.).

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

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Oksidacija kompleksnih snovi:

Posebej pomembne so oksidacijske reakcije nekaterih Me sulfidov, ki so netopni v drugih kislinah. Primeri:

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 - nitrirno sredstvo v reakcijah organske sinteze

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 nitroetan

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 trinitrofenol

HNO 3 zaestri alkohole

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 glicerol trinitrat

Razgradnja HNO3

Pri shranjevanju na svetlobi, še posebej pri segrevanju, se molekule HNO 3 razgradijo zaradi intramolekularne oksidacije-redukcije:

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

Sprošča se rdeče-rjav strupen plin NO 2, ki poveča agresivne oksidacijske lastnosti HNO 3

Soli dušikove kisline - nitrati Me(NO 3) n

Nitrati so brezbarvne kristalne snovi, ki se dobro topijo v vodi. Imajo kemijske lastnosti, značilne za tipične soli.

Značilne lastnosti:

1) redoks razgradnja pri segrevanju;

2) močne oksidacijske lastnosti staljenih nitratov alkalijskih kovin.

Termična razgradnja

1. Razgradnja nitratov alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Razgradnja kovinskih nitratov v vrsti aktivnosti kovin od Mg do Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Razgradnja kovinskih nitratov, ki so višje v vrsti aktivnosti kovin kot Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Primeri tipičnih reakcij:

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

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

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

Oksidativni učinek talin nitratov alkalijskih kovin

V vodnih raztopinah nitrati, za razliko od HNO 3, skoraj ne kažejo oksidativne aktivnosti. Vendar pa so taline nitratov alkalijskih kovin in amonija (solitra) močni oksidanti, saj se razgradijo s sproščanjem aktivnega kisika.