Презентация, доклад на тему Азотная кислота. Свойства. Применения. Реакции

прозрачная жидкость с резким, неприятным запахом. При нагревании, или под действием света приобретает бурый оттенок вследствие частичного разложения по схеме:
4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

Осуществляется в три этапа: 
a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
 4NH3 + 5O2  –500°,Pt → 4NO + 6H2O
 b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO2
 2NO + O2 → 2NO2
 c)      Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода 
4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3

↔ H+ + NO3-
Реагирует: 
с основными оксидами
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
CuO + 2H+ + 2NO3- → Cu2+ + 2NO3- + H2O
или CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
с основаниями
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
или H+ + OH- → H2O
 

H2O + CO2­
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2­
2H+ + СO32- → H2O + CO2­

нагревании
4HNO3  –t°,hv→  2H2O + 4NO2­ + O2­
2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")
3.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород
металл + HNO3 → соль азотной кислоты + вода + газ

щелочными и щел.зем. металлами N2O
Разбавленная
с тяжелыми металлами NO
со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe NH3 (NH4NO3)

окисляются до соответствующих кислот:
 
S° + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B° + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P° + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4

NaNO3, аммиачной селитры NH4NO3, комплексных минеральных удобрений;
как нитрующий реагент в производстве взрывчатых веществ (тринитроглицерина, тринитротолуола, гексогена и пр.);
как окисляющий агент двухкомпонентных ракетных топлив, например, в смеси с 1,1-диметилгидразином;
как реагент в нитрозном способе получения серной кислоты;
для получения нитроцеллюлозы;
для получения ароматических нитросоединений - прекурсоров красителей, фармакологических препаратов и прочих соединений, используемых в тонком органическом синтезе;
для травления металлов и полупроводниковых материалов;