Презентация к уроку "азотная кислота". Получение азотной кислоты презентация к уроку по химии (9 класс) на тему Применение азотной кислоты презентация

Физические и физико-химические свойства Молекула имеет плоскую структуру (длины связей в нм): азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет, (высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения: 4HNO3 == 4NO2 ⁭⁭⁭⁭⁭ + 2H2O + O2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭) температура плавления -41,59°С, кипения +82,6°С с частичным разложением. растворимость азотной кислоты в воде неограничена. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. С водой образует азеотропную смесь.

Химические свойства При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. 4HNO3 == 4NO2 ⁭⁭⁭⁭⁭ + 2H2O + O2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭) HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O б) с основаниями: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O в) вытесняет слабые кислоты из их солей: CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается: 4HNO3 = 4NO2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + O2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 2H2O

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до -3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до -3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Концентрированная HNO3 Cu + 4HNO3(60%) = Cu(NO3)2 + 2NO2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 2H2O Разбавленная HNO3 3Cu + 8HNO3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 4H2O б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Zn + 4HNO3(60%) = Zn(NO3)2 + 2NO2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 2H2O 3Zn + 8HNO3(30%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 4H2O 4Zn + 10HNO3(20%) = 4Zn(NO3) 2 + N2O ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 5H2O 5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3) 2 + N2 ⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭⁭ + 6H2O д 4Zn + 10HNO3(3%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO2, N2O, N2 и NH4NO3.

Нитраты HNO3 - сильная кислота. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Соли азотной кислоты - нитраты - при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом: а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью: 4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 г) нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты - сильные окислители, например: Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O - при сплавлении твердых веществ.

Соли азотной кислоты - нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно. С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Производство азотной кислоты Промышленное производство. Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах до смеси оксидов азота, с дальнейшим поглощением их водой Промышленный способ получения HNO3 состоит из следующих основных стадий: 1. окисления аммиaка в NO в присутствии платино-родиевого катализатора: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 2. окисления NO в NO2 на холоду под давлением (10 ат, 1 МПа): 2NO + O2 = 2NO2 3. поглощения NO2 водой в присутствии кислорода: 4NO2 + 2H2O + O2= 4HNO3 Массовая доля HNO3 в получаемом растворе составляет около 0,6. Изредка применяемый дуговой способ получения азотной кислоты отличается только первой стадией, которая состоит в пропускании воздуха через пламя электрической дуги: N2 + O2 = 2NO

Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса: Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса: 4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) → Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3 + NO2 + 13H2O Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой: KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) → KHSO4 + HNO3 Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

- Это вещество было описано арабским химиком в VIII веке Джабиром ибн Хайяном (Гебер) в его труде «Ямщик мудрости», а с ХV века это вещество добывалось для производственных целей. - Благодаря этому веществу русский учёный В.Ф. Петрушевский в 1866 году впервые получил динамит. - Это вещество – прародитель большинства взрывчатых веществ (например, тротила, или тола). - Это вещество является компонентом ракетного топлива, его использовали для двигателя первого в мире советского реактивного самолёта БИ – 1. - Это вещество в смеси с соляной кислотой растворяет платину и золото, признанное «царём» металлов. Сама смесь, состоящая из 1-ого объёма этого вещества и 3-ёх объёмов соляной кислоты, называется «царской водкой».

Работа может использоваться для проведения уроков и докладов по предмету "Химия"

Готовые презентации по химии включают в себя слайды, которые учителя могут использовать на уроках химии для для изучения химических свойств веществ в интерактивной форме. Представленные презентации по химии помогут учителям в учебном процессе. На нашем сайте Вы можете скачать готовые презентации по химии для 7,8,9,10,11 класса.

Слайд 2

Слайд 3

Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

Слайд 4

HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: б) с основаниями: в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

Слайд 5

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода

Слайд 6

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:

Слайд 7

С Ag и Ptазотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Fe, Al, Crхолодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. (Fe) (Al) (Na)

Слайд 8

Нитраты

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется. Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом: а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния: б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью: в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути: г) нитрат аммония:

Слайд 9

Нитрат калия- бесцветные кристаллы Значительно менее гигроскопична по сравнению с натриевой, поэтому широко применяется в пиротехнике как окислитель. При нагревании выше 334,5ºС плавится, выше этой температуры разлагается с выделением кислорода. Нитрат натрия- применяется как удобрение; в стекольной, металлообрабатывающей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.

Слайд 10

Нитрат аммония- Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210°С происходит полное разложение.

Слайд 11

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ: Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH3:

Слайд 12

Применение азотной кислоты

Слайд 13

Слайд 14

Производство азотной кислоты

Сырье: аммиак, воздух. Вспомогательные материалы: катализаторы (платинородиевые сетки), вода, концентрированная серная кислота. Особенности технологического процесса: Производство непрерывное. Температура поддерживается за счет выделяемой теплоты. Смесь, содержащую NO, охлаждают в котле-утилизаторе. NO2 в поглотительной башне по принципу противотока смешивается с водой (массовая доля 60 %). Концентрированную азотную кислоту получают при добавлении концентрированной серной кислоты.

Слайд 15

Получение азотной кислоты в промышленности

1) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С) 2) Окисление кислородом воздуха NO до NO2 2NO + O2 → 2NO2 3) Адсорбция (поглощение) NO2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3 или 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (без избытка кислорода)

Слайд 16

Посмотреть все слайды

«Жирные кислоты» - Просвет сосуда. TxA2. Физическое воздействие, Тромбин, TNFa, АФК, IL-1b. Арахидоновая кислота и другие полиеновые жирные кислоты как сигнальные молекулы. 3. 1. Липидомика и липидология. 5o. Построение системы. D 6 -десатурация. Ферменты, белки. n-6. С.Д. Варфоломеев, А.Т. Мевх, П.В. Вржещ и др.

«Азотная кислота» - 2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами. 2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O. Азотная кислота по: Азотная кислота (HNO3) Классификация. N20. Составьте уравнения реакций азотной кислоты: Валентность азота. Взаимодействие азотной кислоты с металлами. Рассмотрите превращения в свете ОВР. 1. Контактное окисление аммиака до оксида азота (II):

«Угольная кислота и её соли» - Правильные ответы: 1 вариант – 1, 2, 3, 4, 8, 10 2 вариант – 3, 5, 6, 7, 9, 10. Ввести в схему. О каком явлении идет речь? Очень ядовит Не горит и не поддерживает горения Используется в металлургии при выплавке чугуна Образуется при полном сгорании топлива В нем горит магний Типичный кислотный оксид.

«Производство серной кислоты» - Печь для обжига в «кипящем слое». Очистка от крупной пыли. Серная кислота сверху, оксид серы (VI) снизу. II стадия. H2SO4. I стадия: Обжиг пирита. 1. Горения 2. Экзотермическая 3. Гетерогенная 4. Некаталитическая 5. Необратимая 6. Окислительно-восстановительная. МОУ Навлинская СОШ №1 Учитель химии Кожемяко Г.С.

«Угольная кислота» - 14. t. 6. 7. 2NaOH. 11. Угольной кислоте соответствуют: 16. 8.

«Серная кислота урок» - Отрицательное воздействие на среду". Как можно распознать серную кислоту? Каковы физические свойства серной кислоты? Какие степени окисления характерны для атома серы? Цель урока: Какие индикаторы позволяют обнаружить кислоты? Девиз урока: Применение серной кислоты. Кислотный дождь. С какими металлами взаимодействует концентрированная серная кислота?

Азотная кислота.

Выполнила: учитель химии и биологии

Муравьева Нина Ивановна

Оксиды азота
Строение молекулы азотной кислоты.
Получение азотной кислоты
Физические свойства.
Свойства нитратов.
Лабораторный эксперимент
Применение азотной кислоты и нитратов

Оксиды азота

Таблица

Сопоставление оксидов азота, кислот и солей

Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?

Строение молекулы азотной кислоты.

Структурная формула азотной кислоты

Получение азотной кислоты

В лаборатории NaNO 3 (ТВ.) +H 2 SO 4 (КОНЦ) →NaHSO 4 + HNO 3

В промышлености

4NH 3 + 5O 2 →4NO + 6H 2 O + Q

2NO + O 2 → 2NO 2 (при охлаждении)

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3 + Q

Получение азотной кислоты окислением аммиака кислородом воздуха.

Аммиачно-воздушная смесь

Схема получения азотной кислоты в промышленности

2 NO2+O2 →2NO2

3NO2+H2O →2HNO 3 +NO

катализатор

Контактный аппарат

Окислительная башня

Поглотительная башня

Контактный аппарат

Аммиачно-воздушная

Катализатор

Нитрозные газы

Физические свойства

Чистая азотная кислота - бесцветная дымящаяся жидкость с резким раздражающим запахом Концентрированная азотная кислота обычно окрашен в желтый цвет. Такой цвет придает ей оксид азота (IV), который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты и растворяется в ней.

Азотная кислота является сильным окислителем, концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной, а фосфор - до фосфорной кислот, некоторые органические соединения (например амины и гидразины,скипидар)самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Свойства нитратов

Me находится левее Mg

МеNО 2 + О 2 ↓

Me находится между Mg и Сu

МеО + NO 2 + О 2

Me находятся правее Сu

Ме + NO 2 + О 2

В пробирку с концентрированной азотной кислотой осторожно добавляйте несколько тонких кусочков медной проволоки. Реакция идёт без нагревания, учащиеся наблюдают изменение цвета раствора и выделение красно-бурого газа NO2

Проверь себя

Cu + HNO 3 (КОНЦ.) = Сu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O

В пробирку с разбавленной азотной кислотой осторожно добавляйте несколько тонких кусочков медной проволоки. Реакция идёт при нагревании. Наблюдайте изменение цвета раствора и выделение бесцветного газа NO
Составьте уравнение происходящей реакции

Проверьте себя

Cu + HNO3 (разб.) = Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu 0 – 2e = Cu +1 3 восстановитель окисляется

N +5 + 3e = N +2 2 окислитель восстанавливается

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

Применение азотной кислоты и нитратов

ЛЕКАРСТВА

КРАСИТЕЛИ

КОЛЛОДИЙ

ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА

ФОТОПЛЕН-КИ

ЦАРСКАЯ ВОДКА

МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ

Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?
С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?
Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Это вещество было описано арабским химиком в VIII веке Джабиром ибн Хайяном (Гебер) в его труде «Ямщик мудрости», а с ХV века это вещество добывалось для производственных целей. - Благодаря этому веществу русский учёный В.Ф. Петрушевский в 1866 году впервые получил динамит. - Это вещество – прародитель большинства взрывчатых веществ (например, тротила, или тола). - Это вещество является компонентом ракетного топлива, его использовали для двигателя первого в мире советского реактивного самолёта БИ – 1. - Это вещество в смеси с соляной кислотой растворяет платину и золото, признанное «царём» металлов. Сама смесь, состоящая из 1-ого объёма этого вещества и 3-ёх объёмов соляной кислоты, называется «царской водкой».

НЕМНОГО ИСТОРИИ Монах-алхимик Бонавентура в 1270 году в поисках универсального растворителя «алкагеста» решил нагреть смесь железного купороса с селитрой. Сосуд, в котором была смесь, вскоре наполнился красно-бурым «дымом». Монах в изумлении застыл, затем убрал огонь и увидел, как в колбу-приемник стала капать желтоватая жидкость. Она действовала на все металлы, даже на серебро и ртуть. Алхимики думали, что сидящий в жидкости рыжий дым является демоном, управляющим одной из стихий природы – водой. Поэтому желтоватую жидкость называли «крепкой водой» или «крепкой водкой». Это название сохранилось до времен М. В. Ломоносова. Как сейчас называют это вещество?

2 FeSO 4 · 7Н 2 О + 4 КNO 3 = Fe 2 О 3 + 2 К 2 SO 4 + 2НNO 3 +13Н 2 О + 2NO 2

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO 3 – азотная кислота Физические свойства 1. Молярная масса 63,016 г/моль 2. Бесцветная жидкость с резким запахом, «дымит» на воздухе, Т кип. = 86 3. Хорошо растворима в воде (сильная одноосновная кислота) 4. Молекула имеет плоскую структуру 5. Валентность (N)=IV 6. Степень окисления (N)=+5

Химические свойства Общие с другими кислотами Специфические

1) Изменяет цвет индикаторов (диссоциация) HNO 3  2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами CuO+2HNO 3  3) Взаимодействие с основаниями и аммиаком KOH+HNO 3  NH 3 +HNO 3  4) Взаимодействие с солями Na 2 CO 3 +2HNO 3  Общие с другими кислотами

Специфические свойства – взаимодействие с металлами ЗАПОМНИ! При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации с металлами водород никогда не выделяется. Продукты зависят от металла и концентрации кислоты.

Разбавленная

Концентрированная

Взаимодействие с неметаллами При взаимодействии с неметаллами образуется кислота, в которой у неметалла высшая степень окисления, и продукт по схеме: NO не Me + HNO 3 NO 2 P+5HNO 3 (к.)  H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O 3P+5HNO 3 (р) + 2H 2 O  3H 3 PO 4 +5NO

Действие на органические вещества Белки при взаимодействии с конц.азотной кислотой разрушаются и приобретают жёлтую окраску. Под действием азотной кислоты воспламеняются бумага, масло, древесина, уголь.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (соотношение по объему 1:3) называется царской водкой; она растворяет даже благородные металлы. Смесь HNO 3 концентрации 100% и H 2 SO 4 концентрации 96% при их соотношении по объему 9:1 называют меланжем.

Использование Производство: NH 4 NO 3 минеральных удобрений нитратов Na, К, Са и др. в гидрометаллургии получение ВВ, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , ароматических нитросоединений, красителей, ракетного топлива. травление металлов, получение полупроводников