9E ANNÉE

Continuation. Voir n° 34, 35, 36, 37, 38/2003

Travaux pratiques n°13.
Acide nitrique. Nitrates
(fin)

HNO 3 est un agent oxydant puissant. L'acide nitrique concentré oxyde les non-métaux à des états d'oxydation plus élevés :

La passivation se produit en raison de la formation de films insolubles d'oxydes métalliques :

2Al + 6HNO 3 = Al 2 O 3 + 6NO 2 + 3H 2 O.

HNO 3 (conc.) peut être stocké et transporté sans accès aérien dans des conteneurs en Fe, Al, Ni.
Une réaction qualitative est l'interaction de HNO 3 avec Cu pour former un gaz NO 2 brun avec une odeur âcre (de plus, du sel et de l'eau se forment).

À mesure que la concentration (dilution) diminue, HNO 3 avec Zn peut former divers produits contenant de l'azote :

et aussi dans tous les cas du sel et de l'eau.

Note . Pour reconnaître l'anion nitrate, un indicateur diphénylamine est utilisé (une solution de (C 6 H 5) 2 NH dans H 2 SO 4 concentré).
Expérience de démonstration . La reconnaissance s'effectue « par traces » ou par contact de gouttelettes : une couleur bleu foncé apparaît.

Nitrates– les sels d'acide nitrique, solides cristallins, très solubles dans l'eau. Nitrates de métaux alcalins, calcium et ammonium – salpêtre.
La plupart des nitrates sont de très bons engrais minéraux.
Les nitrates sont de puissants oxydants ! Le charbon, le soufre et d'autres substances inflammables brûlent dans le nitrate fondu, car tous les nitrates (comme HNO 3) libèrent de l'oxygène lorsqu'ils sont chauffés et, selon l'activité chimique du métal, les sels donnent différents produits :

Des substances complexes (térébenthine, bois, sciure de bois) peuvent également brûler dans l'acide nitrique. Un mélange d'acides nitrique et sulfurique concentrés (mélange nitrant) avec de nombreuses substances organiques forme des composés nitrés (réaction de nitration).
Un mélange de 1 volume de HNO 3 (conc.) et de 3 volumes de HCl (conc.) est appelé « eau régale ». Même l'or Au et le platine Pt se dissolvent dans un tel mélange :

Travaux pratiques 14.
Détermination des orthophosphates

Objectifs. Apprenez à reconnaître les orthophosphates, les hydroorthophosphates et les orthophosphates dihydrogène par leur solubilité dans l'eau, leur hydrolyse et leur réaction qualitative à l'anion orthophosphate.
Matériel et réactifs. Un support avec des tubes à essai, des tubes en verre avec des anneaux en caoutchouc, une bouteille sanitaire, des spatules (3 pcs.) ; Ca 3 (PO 4) 2 cristallin, CaHPO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, eau distillée, indicateur universel, solutions de H 3 PO 4, NaCH 3 COO (= 10%), AgNO 3.

Travaux pratiques 15.
Détermination des engrais minéraux.
Résoudre des problèmes expérimentaux sur le sujet
"Sous-groupe azote"

Objectifs. Revoir la composition et les propriétés des composés azotés et phosphorés, leurs interconversions et les méthodes de reconnaissance.
Matériel et réactifs. Lampe à alcool, allumettes, verre bleu, papier filtre, support pour tubes à essai, support avec tubes à essai (2 pièces), spatules (3 pièces), mortier, pilon, bouteille sanitaire ;
dans les tubes à essai n° 1 à 3 :
Option I – superphosphate double, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4,
Option II – NH 4 Cl, NaNO 3, KCl,
Option III – KNO 3, (NH 4) 2 SO 4, double superphosphate ;
sels cristallins (NH 4) 2 SO 4, NH4Сl, ammophos, solutions aqueuses de CH 3 COONa (= 10%), AgNO 3, BaCl 2,
CH 3 COOH ( = 10 %), NaOH, papier de tournesol, CuO, Cu (copeaux), HNO 3 (dil.), HNO 3 (conc.), H 2 SO 4 (conc.), indicateur diphényle, (C 6 H 5) 2 NH dans H 2 SO 4 concentré,
Ca(OH) 2 (sec), eau distillée, AgNO 3 dans HNO 3, dans les tubes à essai n° 4-6 substances cristallines sèches : Na 2 SO 4, NH 4 Cl, NaNO 3, dans les tubes à essai n° 7 et 8 : H 3 PO 4 et H 2 SO 4 (solutions diluées), dans les éprouvettes n°9 et 10 : Na 3 PO 4 et Ca 3 (PO 4) 2.

Tâche expérimentale . Quatre flacons numérotés contiennent des solutions aqueuses d'orthophosphate de sodium, de sulfate d'ammonium, de nitrate de sodium et de chlorure de potassium. À l'aide des méthodes de reconnaissance les plus rationnelles (voir tableau), déterminez où se trouve chaque substance.

Caractéristiques de certains sels
(méthodes de reconnaissance)

Tableau

Solution

Tous les ions dans un environnement aqueux incolore, il est impossible de les reconnaître par couleur.
2) Puisqu'aucune des substances (flacons n° 1 à 4) n'est caractérisée par une plus mauvaise solubilité, les solutions ne peuvent pas être distinguées selon ce critère ; toutes sont des solutions transparentes ;
3) Deux solutions contiennent les mêmes cations, mais toutes contiennent des anions différents, la reconnaissance qualitative doit donc être basée sur les anions. Réactif pour – AgNO 3 en présence d'une solution à 10 % de CH 3 COONa (ou BaCl 2 et CH 3 COOH) ; réactif – ​​solution BaCl 2 ; réactif pour Cl – solution de AgNO 3 dans HNO 3 ; réactif - concentré H 2 SO 4 et Cu (chips). Vous pouvez immédiatement identifier, puis, à l'aide d'un réactif (AgNO 3), reconnaître les trois solutions restantes (ou vice versa). D'autres options prennent plus de temps et nécessitent beaucoup plus de réactifs.
4) Testez les quatre échantillons de solution avec une solution d'AgNO 3 (1 à 2 gouttes) : la solution du flacon n° 4 est restée inchangée - il doit s'agir d'une solution de NaNO 3 ; dans le ballon n°2 se trouve un précipité cristallin blanc, insoluble dans les acides, c'est une solution de KCl ; les deux autres échantillons donnent des solutions troubles, lors de l'ajout d'une solution à 10 % de CH 3 COONa, l'échantillon n°3 donne un précipité jaune - il s'agit d'une solution de Na 3 PO 4, et l'échantillon n°1 - une solution de (NH 4 ) 2 SO 4 (la turbidité disparaît lors de l'ajout d'acide HNO 3).

Vérification des tests primaires.

Ajoutez 1 à 2 gouttes de solutions BaCl 2 et CH 3 COOH à la solution échantillon du flacon n° 1, la solution devient de couleur laiteuse, car un précipité cristallin blanc précipite :

Vous pouvez vérifier le même échantillon en ajoutant une solution alcaline en chauffant. Le gaz NH 3 est libéré, déterminé par l'odeur caractéristique et le bleu du papier de tournesol rouge humide. Équation de réaction :

Ajouter du H 2 SO 4 concentré et du Cu (copeaux) à l'échantillon de solution du flacon n° 4 et chauffer légèrement. Un gaz brun avec une odeur âcre est libéré et la solution prend une couleur azur verdâtre :

5) Conclusion .

En bouteilles :
N°1 – solution (NH 4) 2 SO 4,
N°2 – Solution KCl,
N°3 – Solution Na 3 PO 4,
N°4 – Solution NaNO 3.

Programme de reconnaissance

Afin de représenter graphiquement la formule d'un sel, vous devez :

1. Écrivez correctement la formule empirique de ce composé.

2. Étant donné que tout sel peut être représenté comme un produit de neutralisation de l'acide et de la base correspondants, les formules de l'acide et de la base qui forment ce sel doivent être représentées séparément.

Par exemple:

Ca(HSO 4) 2 - l'hydrogénosulfate de calcium peut être obtenu par neutralisation incomplète de l'acide sulfurique H 2 SO 4 avec de l'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2.

3. Déterminez combien de molécules d'acide et de base sont nécessaires pour obtenir une molécule de ce sel.

Par exemple:

Pour obtenir une molécule de Ca(HSO 4) 2, il faut une molécule de base (un atome de calcium) et deux molécules d'acide (deux résidus acides HSO 4  1).

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O.

Ensuite, vous devez construire des images graphiques des formules du nombre établi de molécules de base et d'acide et, en éliminant mentalement les anions hydroxyle de la base et les cations hydrogène de l'acide qui participent à la réaction de neutralisation et forment de l'eau, obtenez un graphique image de la formule du sel :

O – H H – O O O O

Californie + → Ca + 2 H - O - H

O – H H – O O O O

H- O O H- O O

Propriétés physiques des sels

Les sels sont des solides cristallins. En fonction de leur solubilité dans l’eau, ils peuvent être divisés en :

1) hautement soluble,

2) légèrement soluble,

3) pratiquement insoluble.

La plupart des sels des acides nitrique et acétique, ainsi que les sels de potassium, de sodium et d'ammonium, sont solubles dans l'eau.

Les sels ont une large gamme de températures de fusion et de décomposition thermique.

Propriétés chimiques des sels

Les propriétés chimiques des sels caractérisent leur relation avec les métaux, les alcalis, les acides et les sels.

1. Les sels dans les solutions interagissent avec des métaux plus actifs.

Un métal plus actif remplace un métal moins actif dans le sel (voir tableau 9 en annexe).

Par exemple:

Рb(NO 3) 2 + Zn = Рb + Zn(NO 3) 2,

Hg(NO 3) 2 + Cu = Hg + Cu(NO 3) 2.

2. Les solutions salines réagissent avec les alcalis, cela produit une nouvelle base et un nouveau sel.

Par exemple:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + 2K 2 SO 4,

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl.

3. Les sels réagissent avec des solutions d'acides plus forts ou moins volatils, cela produit un nouveau sel et un nouvel acide.

Par exemple:

a) à la suite de la réaction, un acide plus faible ou un acide plus volatil se forme :

Na 2 S + 2HC1 = 2NaCl + H 2 S

b) des réactions de sels d'acides forts avec des acides plus faibles sont également possibles si la réaction aboutit à la formation d'un sel légèrement soluble :

СuSO 4 + Н 2 S = СuS + H 2 SO 4 .

4. Les sels en solutions entrent dans des réactions d'échange avec d'autres sels, cela produit deux nouveaux sels.

Par exemple:

NaС1 + AgNO 3 = AgCl + NaNO 3,

CaCI 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3  + 2NaCl,

CuSO 4 + Na 2 S = CuS + Na 2 SO 4.

Il ne faut pas oublier que les réactions d'échange se poursuivent presque jusqu'à leur terme si l'un des produits de réaction est libéré de la sphère de réaction sous forme de précipité, de gaz ou si de l'eau ou un autre électrolyte faible se forme au cours de la réaction.

HNO 3 est un acide fort. Ses sels - nitrates-- obtenu par action de HNO 3 sur les métaux, oxydes, hydroxydes ou carbonates. Tous les nitrates sont hautement solubles dans l'eau.

Les sels de l'acide nitrique - nitrates - se décomposent de manière irréversible lorsqu'ils sont chauffés, les produits de décomposition sont déterminés par le cation :

• a) nitrates de métaux situés dans la série de tension à gauche du magnésium :
  • 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
• b) les nitrates de métaux situés dans gamme de tensions entre magnésium Et cuivre:
  • 4Al(NON 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
• c) nitrates de métaux situés dans la série de tension à droite Mercure:
  • 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
• G) nitrate d'ammonium:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Les nitrates en solutions aqueuses ne présentent pratiquement aucune propriété oxydante, mais à haute température à l'état solide, les nitrates sont de puissants oxydants, par exemple :

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - lors de la fusion de solides.

Zinc Et aluminium dans une solution alcaline, les nitrates sont réduits en NH 3 :

Sels d'acide nitrique -- nitrates-- largement utilisé comme les engrais. De plus, presque tous les nitrates sont très solubles dans l'eau, il y en a donc extrêmement peu dans la nature sous forme de minéraux ; l'exception est le chilien (sodium) salpêtre et le salpêtre indien ( nitrate de potassium). La plupart des nitrates sont obtenus artificiellement.

Ne réagit pas avec l'acide nitrique verre, fluoroplastique-4.

Information historique

La méthode d'obtention d'acide nitrique dilué par distillation sèche du salpêtre avec de l'alun et du sulfate de cuivre a apparemment été décrite pour la première fois dans les traités de Jabir (Geber dans les traductions latinisées) au 8ème siècle. Cette méthode, avec diverses modifications, dont la plus importante fut le remplacement du sulfate de cuivre par du sulfate de fer, fut utilisée dans l'alchimie européenne et arabe jusqu'au XVIIe siècle.

DANS XVIIe siècle Glauber a proposé une méthode pour produire des acides volatils en faisant réagir leurs sels avec de l'acide sulfurique concentré, y compris l'acide nitrique de nitrate de potassium, qui a permis d'introduire l'acide nitrique concentré dans la pratique chimique et d'étudier ses propriétés. Méthode Glauber a été utilisé avant XXe siècle, et sa seule modification significative a été le remplacement du nitrate de potassium par du nitrate de sodium (chilien) moins cher.

À l'époque de M.V. Lomonossov, l'acide nitrique était appelé vodka forte. Production industrielle, utilisation et effet sur le corps

Production d'acide nitrique

L'acide nitrique est l'un des produits les plus volumineux de l'industrie chimique.

Production d'acide nitrique

La méthode moderne de production est basée sur l'oxydation catalytique de matériaux synthétiques. ammoniac sur platine-rhodié catalyseurs(processus Ostwald) au mélange oxydes azote(gaz nitreux), avec leur absorption ultérieure eau

• 4NH3 + 5O2(Pt) > 4 NON + 6H2O
• 2NON + O2 > 2NON 2
• 4NON 2 + O2 + 2H2O> 4HNO3 .

Concentration La quantité d'acide nitrique obtenue par cette méthode varie selon la conception technologique du procédé de 45 à 58 %. Les alchimistes furent les premiers à obtenir de l'acide nitrique en chauffant un mélange de salpêtre et de sulfate de fer :

4KNO 3 + 2(FeSO4 · 7H 2 O)(t°) > Fe2O3 + 2K2SO4+2HNO3^+ NON 2^ + 13H2O

L'acide nitrique pur a été obtenu pour la première fois par Johann Rudolf Glauber en traitant le nitrate avec de l'acide sulfurique concentré :

KNO 3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO 4+HNO3^

Par distillation ultérieure, ce qu'on appelle « acide nitrique fumant » ne contenant pratiquement pas d’eau.