Ácido nitroso es un ácido débil monobásico que solo puede existir diluido soluciones acuosas azul y gas. Las sales de este ácido se denominan nitrosas o nitritos. Son tóxicos y más estables que el propio ácido. Fórmula química de esta sustancia se ve así: HNO2.

Propiedades físicas:
1. Masa molar es igual a 47 g / mol.
2.es igual a 27 uma
3. La densidad es 1,6.
4. El punto de fusión es de 42 grados.
5. El punto de ebullición es de 158 grados.

Propiedades químicas del ácido nitroso.

1. Si la solución con ácido nitroso se calienta, ocurrirá la siguiente reacción química:
3HNO2 (ácido nitroso) = HNO3 (ácido nítrico) + 2NO liberado como gas) + H2O (agua)

2. En soluciones acuosas, se disocia y se desplaza fácilmente de las sales por más ácidos fuertes:
H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2NaNO2 (nitrito de sodio) = Na2SO4 (sulfato de sodio) + 2HNO2 (ácido nitroso)

3. La sustancia en cuestión puede presentar tanto oxidantes como propiedades reconstituyentes... Cuando se expone a oxidantes más fuertes (por ejemplo: cloro, peróxido de hidrógeno H2O2, se oxida a ácido nítrico (en algunos casos, se produce la formación de una sal de ácido nítrico):

Propiedades restauradoras:

HNO2 (ácido nitroso) + H2O2 (peróxido de hidrógeno) = HNO3 (ácido nítrico) + H2O (agua)
HNO2 + Cl2 (cloro) + H2O (agua) = HNO3 (ácido nítrico) + 2HCl (ácido clorhídrico)
5HNO2 (ácido nitroso) + 2HMnO4 = 2Mn (NO3) 2 (nitrato de manganeso, sal de ácido nítrico) + HNO3 (ácido nítrico) + 3H2O (agua)

Propiedades oxidantes:

2HNO2 (ácido nitroso) + 2HI = 2NO (óxido de oxígeno, gas) + I2 (yodo) + 2H2O (agua)

Obtención de ácido nitroso

Esta sustancia se puede obtener de varias formas:

1. Al disolver óxido de nitrógeno (III) en agua:

N2O3 (óxido nítrico) + H2O (agua) = 2HNO3 (ácido nitroso)

2. Al disolver óxido de nitrógeno (IV) en agua:
2NO3 (óxido nítrico) + H2O (agua) = HNO3 (ácido nítrico) + HNO2 (ácido nitroso)

Aplicación de ácido nitroso:
- diazotación de aminas primarias aromáticas;
- producción de sales de diazonio;
- en la síntesis de sustancias orgánicas (por ejemplo, para la producción de tintes orgánicos).

Efectos del ácido nitroso en el cuerpo.

Esta sustancia es tóxica, tiene un efecto mutagénico llamativo, ya que en esencia es un agente desaminante.

Que son los nitritos

Los nitritos son varias sales de ácido nitroso. Son menos resistentes a la temperatura que los nitratos. Requerido en la producción de algunos tintes. Se utilizan en medicina.

El nitrito de sodio ha adquirido una importancia especial para los seres humanos. Esta sustancia tiene la fórmula NaNO2. Se utiliza como conservante en la industria alimentaria en la elaboración de pescado y productos cárnicos. Es un polvo de color blanco puro o ligeramente amarillento. El nitrito de sodio es higroscópico (con la excepción del nitrito de sodio purificado) y es altamente soluble en H2O (agua). En el aire, puede oxidarse gradualmente hasta que tenga fuertes propiedades reductoras.

El nitrito de sodio se utiliza en:
- síntesis química: para obtener compuestos de diazo-amina, para desactivar el exceso de azida de sodio, para obtener oxígeno, óxido de sodio y nitrógeno de sodio, para absorber dióxido de carbono;
- en la producción de alimentos (aditivo alimentario E250): como agente antioxidante y antibacteriano;
- en la construcción: como aditivo anticongelante para el hormigón en la fabricación de estructuras y productos de construcción, en la síntesis de sustancias orgánicas, en el papel de inhibidor de la corrosión atmosférica, en la producción de cauchos, poppers, una solución aditiva para explosivos; al procesar metal para eliminar una capa de estaño y al fosfatar;
- en fotografía: como antioxidante y reactivo;
- en biología y medicina: vasodilatador, antiespasmódico, laxante, broncodilatador; como antídoto para el envenenamiento por cianuro de un animal o un ser humano.

Actualmente también se utilizan otras sales de ácido nitroso (por ejemplo, nitrito de potasio).

Si se calientan el nitrato de potasio o sodio, pierden algo de su oxígeno y pasan a las sales de ácido nitroso HNO 2. La descomposición es más fácil en presencia de plomo, que une lo liberado:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Sales de ácido nitroso - nitritos - cristalinas, fácilmente solubles en agua (a excepción de la sal de plata). El NaNO 2 se usa ampliamente en la producción de varios tintes.

Cuando se actúa sobre una solución de algo de nitrito con ácido sulfúrico diluido, se obtiene ácido nitroso libre:

2NaNO 2 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HNO 2

Pertenece al grupo de los ácidos débiles. (A= 5 10 -4) y se conoce solo en soluciones acuosas muy diluidas. Cuando la solución se concentra o cuando se calienta, el ácido nitroso se descompone con la liberación de óxido y dióxido de nitrógeno:

2HNO 2 = NO + NO 2 + H 2 O

El ácido nitroso es fuerte, pero al mismo tiempo, bajo la acción de otros oxidantes más energéticos, puede oxidarse a sí mismo en ácido nítrico.

Estás leyendo un artículo sobre ácido nitroso HNO2

El ácido nitroso existe en solución o en fase gaseosa. Es inestable y, cuando se calienta, se descompone en vapores:

2HNO 2 «NO + NO 2 + Н 2 О

Las soluciones acuosas de este ácido se descomponen cuando se calientan:

3HNO 2 "HNO 3 + H 2 O + 2NO

Esta reacción es reversible, por tanto, aunque la disolución del NO 2 se acompaña de la formación de dos ácidos: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

prácticamente por interacción de NO 2 con agua, se obtiene HNO 3:

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

Por propiedades ácidas El ácido nitroso es solo un poco más fuerte que el ácido acético. Sus sales se denominan nitritos y, a diferencia del ácido en sí, son estables. A partir de soluciones de sus sales, es posible obtener una solución de HNO 2 agregando ácido sulfúrico:

Ba (NO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2HNO 2 + BaSO 4 ¯

Con base en los datos sobre sus compuestos, se sugieren dos tipos de estructura del ácido nitroso:

que corresponden a nitritos y compuestos nitro. Los nitritos de metales activos tienen una estructura de tipo I y los de metales de baja actividad tienen una estructura de tipo II. Casi todas las sales de este ácido son muy solubles, pero el nitrito de plata es el más duro. Todas las sales de ácido nitroso son venenosas. Para la tecnología química, el KNO 2 y el NaNO 2 son importantes, que son necesarios para la producción de tintes orgánicos. Ambas sales se obtienen a partir de óxidos de nitrógeno:

NO + NO 2 + NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O o al calentar sus nitratos:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Se requiere Pb para la unión del oxígeno desprendido.

De las propiedades químicas del HNO 2, las oxidativas son más pronunciadas, mientras que él mismo se reduce a NO:

Sin embargo, hay muchos ejemplos de tales reacciones en las que el ácido nitroso presenta propiedades reductoras:

La presencia de ácido nitroso y sus sales en la solución se puede determinar agregando una solución de yoduro de potasio y almidón. El ion nitrito oxida el anión yodo. Esta reacción requiere la presencia de H +, es decir procede en un ambiente ácido.

Ácido nítrico

V condiciones de laboratorio El ácido nítrico se puede obtener mediante la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre los nitratos:

NaNO 3 + H 2 SO 4 (k) = NaHSO 4 + HNO 3 La reacción tiene lugar con calentamiento suave.

Obtención de ácido nítrico en escala industrial llevada a cabo por oxidación catalítica de amoniaco con oxígeno atmosférico:

1. Primero, se pasa una mezcla de amoniaco con aire sobre un catalizador de platino a 800 ° C. El amoníaco se oxida a óxido nítrico (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2. Al enfriarse, se produce una oxidación adicional de NO a NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

3. El óxido de nitrógeno (IV) resultante se disuelve en agua en presencia de un exceso de O 2 con la formación de HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3

Los productos iniciales, amoníaco y aire, se limpian a fondo de impurezas dañinas que envenenan el catalizador (sulfuro de hidrógeno, polvo, aceites, etc.).

El ácido resultante se diluye (40-60%). El ácido nítrico concentrado (96-98%) se obtiene por destilación de ácido diluido en una mezcla con ácido sulfúrico concentrado. En este caso, solo se evapora el ácido nítrico.

Propiedades físicas

El ácido nítrico es un líquido incoloro con un olor acre. Es muy higroscópico, "humea" en el aire, porque sus vapores con humedad en el aire forman gotas de niebla. Se mezcla con agua en cualquier proporción. A -41,6 ° C se vuelve cristalino. Hierve a 82,6 ° C.

En HNO 3, la valencia del nitrógeno es 4, el estado de oxidación es +5. La fórmula estructural del ácido nítrico se representa de la siguiente manera:

Ambos átomos de oxígeno, unidos solo al nitrógeno, son equivalentes: están a la misma distancia del átomo de nitrógeno y cada uno lleva la mitad de la carga de un electrón, es decir, un cuarto de nitrógeno se divide en partes iguales entre dos átomos de oxígeno.

La estructura electrónica del ácido nítrico se puede deducir de la siguiente manera:

1. El átomo de hidrógeno se une al átomo de oxígeno mediante un enlace covalente:

2. Debido al electrón desapareado, el átomo de oxígeno forma un enlace covalente con el átomo de nitrógeno:

3. Dos electrones no apareados del átomo de nitrógeno forman un enlace covalente con el segundo átomo de oxígeno:

4. El tercer átomo de oxígeno, cuando se excita, forma un 2p- orbital emparejando electrones. La interacción del par solitario de nitrógeno con el orbital libre del tercer átomo de oxígeno conduce a la formación de una molécula de ácido nítrico:

Propiedades químicas

1. El ácido nítrico diluido presenta todas las propiedades de los ácidos. Pertenece a los ácidos fuertes. Se disocia en soluciones acuosas:

HNO 3 «Н + + NO - 3 Bajo la influencia del calor y con la luz se descompone parcialmente:

4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Por lo tanto, guárdelo en un lugar fresco y oscuro.

2. El ácido nítrico se caracteriza por tener propiedades exclusivamente oxidantes. El más importante Propiedad quimica es la interacción con casi todos los metales. En este caso, nunca se libera hidrógeno. La reducción del ácido nítrico depende de su concentración y de la naturaleza del agente reductor. El estado de oxidación del nitrógeno en los productos de reducción está en el rango de +4 a -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Los productos de reducción durante la interacción del ácido nítrico de diferente concentración con metales de diferente actividad se muestran a continuación en el esquema.

El ácido nítrico concentrado a temperaturas normales no interactúa con el aluminio, el cromo ni el hierro. Ella los pone en un estado pasivo. Se forma una película de óxidos en la superficie, que es impermeable al ácido concentrado.

3. El ácido nítrico no reacciona con Pt, Rh, Ir, Ta, Au. El platino y el oro se disuelven en agua regia, una mezcla de 3 volúmenes de ácido clorhídrico concentrado y 1 volumen de ácido nítrico concentrado:

Au + НNO 3 + 3HCl = AuСl 3 + NO + 2Н 2 О НСl + AuСl 3 = H

3Pt + 4HNO 3 + 12HCl = 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O 2HCl + PtCl 4 = H 2

El efecto del agua regia es que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico a cloro libre:

HNO 3 + HCl = Сl 2 + 2Н 2 О + NOCl 2NOCl = 2NO + Сl 2 El cloro liberado se combina con metales.

4. Los no metales se oxidan con ácido nítrico a los ácidos correspondientes y, según la concentración, se reduce a NO o NO 2:

S + bNNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 OP + 5HNO 3 (conc) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O I 2 + 10HNO 3 (conc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3P + 5HNO 3 (p azb) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

5. También interactúa con compuestos orgánicos.

Las sales de ácido nítrico se denominan nitratos y son sustancias cristalinas, altamente soluble en agua. Se obtienen por la acción del HNO 3 sobre los metales, sus óxidos e hidróxidos. Los nitratos de potasio, sodio, amonio y calcio se denominan nitratos. El salitre se utiliza principalmente como fertilizantes nitrogenados minerales. Además, el KNO 3 se utiliza para preparar polvo negro (una mezcla de 75% KNO 3, 15% C y 10% S). Un amoniacal explosivo está hecho de NH 4 NO 3, polvo de aluminio y trinitrotolueno.

Las sales de ácido nítrico se descomponen al calentarlas y los productos de descomposición dependen de la posición del metal formador de sal en la serie de estándares. potenciales de electrodo:

La descomposición por calentamiento (termólisis) es una propiedad importante de las sales de ácido nítrico.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

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

Las sales metálicas ubicadas en la fila a la izquierda de Mg forman nitritos y oxígeno, de Mg a Cu - óxido metálico, NO 2 y oxígeno, después de Cu - metal libre, NO 2 y oxígeno.

Solicitud

El ácido nítrico es el producto más importante de la industria química. Se gastan grandes cantidades en la preparación de fertilizantes nitrogenados, explosivos, tintes, plásticos, fibras artificiales y otros materiales. Echando humo

El ácido nítrico se utiliza en cohetes como oxidante para combustible de cohetes.

Ácido nitroso

Si se calienta el nitrato de potasio o sodio, pierden algo de oxígeno y pasan a la sal de ácido nitroso HNO2. La descomposición es más fácil en presencia de plomo, que se une al oxígeno liberado:

Sales de ácido nitroso - nitritos - forman cristales, fácilmente solubles en agua (a excepción del nitrito de plata). El nitrito de sodio NaNO 2 se utiliza en la producción de varios tintes.

Cuando se actúa sobre una solución de algo de nitrito con ácido sulfúrico diluido, se obtiene ácido nitroso libre:

Pertenece al grupo de los ácidos débiles. (K = A- 10 ~ 4) y se conoce solo en soluciones acuosas muy diluidas. Cuando la solución se concentra o cuando se calienta, el ácido nitroso se descompone:

El estado de oxidación del nitrógeno en ácido nitroso es +3, es decir es intermedio entre los valores más bajos y más altos posibles del estado de oxidación del nitrógeno. Por lo tanto, el HNO 2 exhibe dualidad redox. Bajo la acción de agentes reductores, se reduce (generalmente a NO), y en reacciones con oxidantes, se oxida a HNO 3. Los ejemplos incluyen las siguientes reacciones:

Ácido nítrico

El ácido nítrico puro HNO3 es un líquido incoloro con una densidad de 1,51 g / cm3, que solidifica en una masa cristalina transparente a -42 ° C. En el aire, es como concentrado ácido clorhídrico, "Humo", ya que sus vapores forman pequeñas gotas de niebla con humedad en el aire.

El ácido nítrico no es duradero. Ya bajo la influencia de la luz, se descompone gradualmente:

Cuanto más alta es la temperatura y más concentrado el ácido, más rápido avanza la descomposición. El dióxido de nitrógeno liberado se disuelve en el ácido y le da un color marrón.

El ácido nítrico es uno de los ácidos más fuertes; en soluciones diluidas, se descompone completamente en iones H + y NO 3.

Propiedad característica El ácido nítrico es su pronunciada capacidad oxidante. El ácido nítrico es uno de los oxidantes más energéticos. Muchos no metales se oxidan fácilmente y se convierten en los ácidos correspondientes. Entonces, el azufre, cuando se hierve con ácido nítrico, se oxida gradualmente en ácido sulfúrico, fósforo - en fósforo. Una brasa humeante sumergida en HNO 3 concentrado se enciende intensamente.

El ácido nítrico actúa sobre casi todos los metales (a excepción del oro, platino, tantalio, rodio, iridio), convirtiéndolos en nitratos y algunos metales en óxidos.

El HNO 3 concentrado pasiva algunos metales. Lomonosov descubrió que el hierro, que se disuelve fácilmente en ácido nítrico diluido, no se disuelve en HNO 3 concentrado en frío. Más tarde se descubrió que el ácido nítrico tiene un efecto similar sobre el cromo y el aluminio. Estos metales se vuelven pasivos bajo la acción del ácido nítrico concentrado (ver § 100).

El estado de oxidación del nitrógeno en ácido nítrico es +5. Actuando como agente oxidante, el HNO 3 se puede reducir a varios productos:

¿Cuál de estas sustancias se forma? la profundidad con la que se reduce el ácido nítrico en un caso particular depende de la naturaleza del agente reductor y de las condiciones de reacción, principalmente de la concentración del ácido. Cuanto mayor sea la concentración de HNO 3, menos profundamente se restaurará. En reacciones con ácido concentrado, el NO 2 se libera con mayor frecuencia. Cuando el ácido nítrico diluido interactúa con metales de baja actividad, por ejemplo, con el cobre, se libera NO. En el caso de metales más activos - hierro, se forma zinc - N 2 O. El ácido nítrico fuertemente diluido interactúa con metales activos - zinc, magnesio, aluminio - para formar un ion amonio, que da nitrato de amonio con el ácido. Por lo general, se forman varios productos al mismo tiempo.

A modo de ilustración, presentamos los esquemas de reacción para la oxidación de algunos metales con ácido nítrico:

Cuando el ácido nítrico actúa sobre los metales, el hidrógeno, por regla general, no se desarrolla.

Cuando se oxidan los no metales, el ácido nítrico concentrado, como en el caso de los metales, se reduce a NO 2, por ejemplo:

El ácido más diluido generalmente se reduce a NO, por ejemplo:

Estos diagramas ilustran los casos más típicos de interacción del ácido nítrico con metales y no metales. En general, las reacciones redox que involucran al HNO 3 son difíciles.

Una mezcla que consta de 1 volumen de nítrico y 3-4 volúmenes de ácido clorhídrico concentrado se llama agua regia. El vodka de Tsar disuelve algunos metales que no interactúan con el ácido nítrico, incluido el "rey de los metales": el oro. Su acción se explica por el hecho de que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico con la liberación de cloro libre y la formación cloróxido de nitrógeno(III), o cloruro de nitrosilo, NOCl:

El cloruro de nitrosilo es un producto de reacción intermedio y se descompone:

El cloro en el momento de su liberación se compone de átomos, lo que determina la alta capacidad oxidante del agua regia. Las reacciones de oxidación del oro y el platino proceden principalmente de acuerdo con las siguientes ecuaciones:

Con un exceso de ácido clorhídrico, el cloruro de oro (III) y el cloruro de platino (IV) forman los compuestos complejos H [AuCl 4] y H 2.

El ácido nítrico actúa sobre muchas sustancias orgánicas de tal manera que uno o más átomos de hidrógeno en la molécula compuesto orgánico son reemplazados por grupos nitro - NO 2. Este proceso se llama nitración y tiene gran importancia química Inorgánica.

La estructura electrónica de la molécula de HNO 3 se analiza en el § 44.

El ácido nítrico es uno de los compuestos nitrogenados más importantes: se consume en grandes cantidades en la producción de fertilizantes nitrogenados, explosivos y colorantes orgánicos, sirve como agente oxidante en muchos procesos químicos, se utiliza en la producción de ácido sulfúrico por el nitroso método, y se utiliza para la fabricación de barnices y películas de celulosa.

Las sales de ácido nítrico se llaman nitratos. Todos se disuelven bien en agua y cuando se calientan se descomponen con la liberación de oxígeno. En este caso, los nitratos de los metales más activos pasan a nitritos:

Cuando se calienta, los nitratos de la mayoría de los otros metales se descomponen en óxido metálico, oxígeno y dióxido de nitrógeno. Por ejemplo:

Finalmente, los nitratos de los metales menos activos (por ejemplo, plata, oro) se descomponen cuando se calientan a un metal libre:

Escindiendo fácilmente el oxígeno, los nitratos son agentes oxidantes vigorosos a altas temperaturas. Por el contrario, sus soluciones acuosas casi no muestran propiedades oxidantes.

Los más importantes son los nitratos de sodio, potasio, amonio y calcio, que en la práctica se denominan salitre.

Nitrato de sodio NaNO 3, o nitrato de sodio, a veces también llamado salitre chileno, se encuentra en un número grande en la naturaleza solo en Chile.

Nitrato de potasio KNO 3, o nitrato de potasio, en pequeñas cantidades también se presenta en la naturaleza, pero, principalmente, se obtiene artificialmente por la interacción del nitrato de sodio con el cloruro de potasio.

Ambas sales se utilizan como fertilizantes y el nitrato de potasio contiene dos elementos que las plantas necesitan: nitrógeno y potasio. Los nitratos de sodio y potasio también se utilizan en la fabricación de vidrio y en la industria alimentaria para conservar alimentos.

Nitrato de calcio Ca (NO 3) 2, o nitrato de calcio, obtenido en grandes cantidades neutralizando el ácido nítrico con cal; aplicado como fertilizante.

Nitrato de amonio NH 4 NO 3.

• Se anima al alumno a componer él mismo las ecuaciones completas de estas reacciones.

HNO3, ácido fuerte monobásico oxigenado. El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas con redes monoclínicas y rómbicas.

El ácido nítrico es miscible con agua en cualquier proporción. En soluciones acuosas, se disocia casi por completo en iones.

Se obtiene por oxidación catalítica de amoniaco sintético sobre catalizadores de platino-rodio (método Haber) a una mezcla de óxidos de nitrógeno (gases nitrosos), con su posterior absorción por el agua.

4NH3 + 5O2 (Pt)> 4NO + 6H2O

2NO + O2> 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O> 4HNO3 La concentración de ácido nítrico obtenido por este método varía, dependiendo del diseño tecnológico del proceso, de 45 a 58%. Por primera vez, los alquimistas obtuvieron ácido nítrico calentando una mezcla de nitrato y sulfato ferroso:

4KNO3 + 2 (FeSO4 7H2O) (t °)> Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3 ^ + NO2 ^ + 13H2O

El ácido nítrico puro fue obtenido por primera vez por Johann Rudolf Glauber, actuando sobre salitre con ácido sulfúrico concentrado:

KNO3 + H2SO4 (conc.) (T °)> KHSO4 + HNO3 ^

Se puede obtener una destilación adicional mediante el llamado. "Ácido nítrico humeante" prácticamente exento de agua.

Solicitud:

en la producción de fertilizantes minerales;

en la industria militar;

en fotografía: acidificación de algunas soluciones de tinte;

en gráficos de caballete: para grabar placas de impresión (placas de grabado, placas de impresión de zinc y clichés de magnesio).

1. El ácido nítrico diluido presenta todas las propiedades de los ácidos fuertes; en soluciones acuosas se disocia según el siguiente esquema:

HNO3 H + + NO3–,

ácido anhidro:

2HNO3® NO2 + + NO3– + H2O.

Gradualmente, especialmente a la luz o cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone; durante el almacenamiento, la solución se vuelve marrón debido al dióxido de nitrógeno:

4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2. El ácido nítrico interactúa con casi todos los metales. El ácido nítrico diluido con metales alcalinos y alcalinotérreos, así como con hierro y zinc, forma los correspondientes nitratos, nitrato de amonio o hemióxido de nitrógeno, dependiendo de la actividad del metal y del agua:

4Mg + 10HNO3® 4Mg (NO3) 2 + N2O + 5H2O,

Con los metales pesados, el ácido diluido forma los nitratos correspondientes, se libera agua y óxido de nitrógeno, y en el caso de una dilución más fuerte de nitrógeno:

5Fe + 12HNO3 (muy diluido) ®5Fe (NO3) 3 + N2 + 6H2O,

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

El ácido nítrico concentrado, cuando interactúa con los metales alcalinos y alcalinos, forma los correspondientes nitratos, agua y se libera hemióxido de nitrógeno:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Metales como hierro, cromo, aluminio, oro, platino, iridio, tantalio ácido concentrado pasiva, es decir sobre la superficie del metal se forma una película de óxido impermeable a los ácidos. Otros metales pesados, cuando interactúan con el ácido nítrico concentrado, forman los correspondientes nitratos, agua y se libera óxido o dióxido de nitrógeno:

3Hg + 8HNO3 (frío) ®3Hg (NO3) 2 + 2NO + 4H2O,

Hg + 4HNO3 (horizontal) ®Hg (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O,

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2 + 2H2O.

3. El ácido nítrico puede disolver oro, platino y otros metales nobles, pero en una mezcla con ácido clorhídrico. Su mezcla en la proporción de tres volúmenes de ácido clorhídrico concentrado y un volumen de ácido nítrico concentrado se denomina "agua regia". El efecto del agua regia es que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico a cloro libre, que se combina con los metales:

HNO3 + HCl ® Cl2 + 2H2O + NOCl,

2NOCl® 2NO + Cl2.

El vodka Tsarskaya es capaz de disolver oro, platino, rodio, iridio y tantalio, que no se disuelven en ácido nítrico, y mucho menos en ácido clorhídrico:

Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O,

HCl + AuCl3® H;

3Pt + 4HNO3 + 12HCl ® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCl + PtCl4® H2.

Los no metales también se oxidan con ácido nítrico a los ácidos correspondientes, el ácido diluido libera óxido nítrico:

3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO,

ácido concentrado libera dióxido de nitrógeno:

S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2 + 2H2O,

El ácido nítrico también es capaz de oxidar algunos compuestos inorgánicos:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

El HNO2 es un ácido monobásico débil que existe solo en soluciones acuosas diluidas, de color azul débil y en fase gaseosa. Las sales de ácido nitroso se denominan nitritos o ácido nitroso. Los nitratos son mucho más estables que el HNO2 y todos son tóxicos.

En la fase gaseosa, la molécula plana de ácido nitroso existe en dos configuraciones, cis y trans. A temperatura ambiente predomina el isómero trans.

Chem. sv-va

En soluciones acuosas, hay un equilibrio:

2HNO2 - N2O3 + H2O - NO ^ + NO2 ^ + H2O

Cuando la solución se calienta, el ácido nitroso se descompone con la liberación de NO y NO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO ^ + H2O.

HNO2 es ligeramente más fuerte ácido acético... Fácilmente desplazado de las sales por ácidos más fuertes:

H2SO4 + Ba (NO2) 2> BaSO4v + HNO2.

El ácido nitroso presenta propiedades oxidantes y reductoras. Bajo la acción de oxidantes más fuertes (H2O2, KMnO4), se oxida a HNO3:

2HNO2 + 2HI> 2NO ^ + I2v + 2H2O;

5HNO2 + 2HMnO4> 2Mn (NO3) 2 + HNO3 + 3H2O;

HNO2 + Cl2 + H2O> HNO3 + 2HCl.

El ácido nitroso se utiliza para la diazotación de aminas aromáticas primarias y para la formación de sales de diazonio. Los nitritos se utilizan en síntesis orgánica en la producción de tintes orgánicos.

Recepción:

N2O3 + H2O 2HNO2,

NaNO2 + H2SO4 (0 ° C) ® NaHSO4 + HNO2

AgNO2 + HCl ® AgCl + HNO2

Propiedades de la sal

Todos los nitratos son muy solubles en agua. A medida que aumenta la temperatura, su solubilidad aumenta enormemente. Cuando se calientan, los nitratos se descomponen con la liberación de oxígeno. Nitratos de amonio, alcalinos y metales alcalinotérreos llamado nitrato, por ejemplo NaNO3 - nitrato de sodio (nitrato chileno), KNO3 - nitrato de potasio, NH4NO3 - nitrato de amonio. Los nitratos se obtienen por la acción del ácido nítrico HNO3 sobre metales, óxidos, hidróxidos y sales. Casi todos los nitratos son fácilmente solubles en agua.

Los nitratos son estables a temperatura ambiente. Por lo general, se derriten a relativamente temperaturas bajas(200-600 ° C), a menudo con descomposición.

Nitratos Metales alcalinos se descomponen en nitritos con la liberación de oxígeno (y tras un calentamiento prolongado, se descomponen gradualmente en óxido metálico, nitrógeno molecular y oxígeno, por lo que son buenos agentes oxidantes).

Los nitratos metálicos de actividad media se descomponen al calentarlos a óxidos metálicos con la liberación de dióxido de nitrógeno y oxígeno.

Los nitratos de los metales más inactivos (metales nobles) se descomponen principalmente en metales libres con la liberación de dióxido de nitrógeno y oxígeno.

Los nitratos son oxidantes bastante fuertes en de Estado sólido(generalmente en forma de masa fundida), pero prácticamente no tienen propiedades oxidantes en solución, a diferencia del ácido nítrico.

El nitrito es una sal de ácido nitroso HNO2. El nitrito es térmicamente menos estable que el nitrato. Se utilizan en la producción de colorantes azoicos y en medicina.