Введение

Азотная кислота (HNO₃) и её соли — важные кислородосодержащие соединения азота, которые играют ключевую роль в химии, промышленности, сельском хозяйстве и лабораторной практике.

Изучение азотной кислоты и её солей позволяет:

• понять кислотные и окислительно-восстановительные свойства соединений азота;
• освоить реакции кислот с металлами, оксидами и основаниями;
• рассчитать массовые соотношения веществ в химических реакциях;
• изучить применение азотной кислоты и её солей в промышленности, удобрениях, органическом синтезе и аналитической химии.

---

1. Азотная кислота (HNO₃)

1.1 Строение молекулы

• Молекула HNO₃ состоит из атома азота, связанного с тремя атомами кислорода и одним атомом водорода:
  • Одна связь N=O
  • Одна связь N–OH
  • Одна связь N–O⁻ при диссоциации
• Азот имеет степень окисления +5
• Молекула полярная, сильная кислота

1.2 Физические свойства

• Концентрированная HNO₃ — сильный окислитель
• Свет быстро разлагает HNO₃, поэтому хранится в темных стеклянных ёмкостях

---

1.3 Химические свойства азотной кислоты

1.3.1 Кислотные свойства

• HNO₃ — сильная одновалентная кислота

​

• Реакции нейтрализации:

1.3.2 Окислительно-восстановительные свойства

• Концентрированная HNO₃ — сильный окислитель:

• Растворённая HNO₃ (разбавленная) проявляет меньшую окислительную активность:

1.3.3 Реакции с металлами

• Активные металлы реагируют с HNO₃ с выделением водорода или NO, NO₂, N₂O, в зависимости от концентрации и условий:

---

1.4 Получение азотной кислоты

1.4.1 Лабораторные методы

• Разложение нитратов металлов:

​

• Действие нитрита натрия на концентрированную H₂SO₄:

​

• HNO₂ быстро окисляется до HNO₃

1.4.2 Промышленные методы

• Окисление аммиака (реакция Оствальда):

---

2. Соли азотной кислоты (нитраты)

2.1 Общие сведения

• Нитраты — соли, в которых катион металла соединён с анионом NO₃⁻
• Примеры: NaNO₃, KNO₃, Ca(NO₃)₂, AgNO₃

2.2 Классификация

---

2.3 Физические свойства

• Твёрдые вещества белого цвета
• Хорошо растворимы в воде (за исключением некоторых нитратов серебра и свинца)
• Гигроскопичны

---

2.4 Химические свойства нитратов

2.4.1 Термическое разложение

• Нитраты щелочных и щёлочноземельных металлов при нагревании образуют оксид металла, диоксид азота и кислород:

​ ​

• Лабораторные нитраты (AgNO₃) разлагаются на оксид и NO₂:

​

2.4.2 Реакции обмена

• Взаимодействие нитратов с солями других металлов:

​

• Образование нитратов щелочных металлов из кислот:

---

2.5 Получение нитратов

• Взаимодействие металлов и оксидов с HNO₃:

• Взаимодействие щелочей с HNO₃:

---

3. Применение азотной кислоты и нитратов

---

4. Решение задач

Пример 1: Получение нитрата

Задача: Сколько KNO₃ образуется при реакции 63 г KOH с избытком HNO₃?

• Молярные массы: KOH = 56 г/моль, KNO₃ = 101 г/моль
• 63 г KOH ≈ 1,125 моль → 1,125 моль KNO₃ = 1,125 × 101 ≈ 113,6 г KNO₃

---

Пример 2: Термическое разложение нитрата

Задача: Сколько O₂ выделится при нагревании 132 г KNO₃?

​

• Молярная масса KNO₃ = 101 г/моль
• 132 г = 1,306 моль KNO₃
• 2 моль KNO₃ → 1 моль O₂
• 1,306 × 0,5 = 0,653 моль O₂ → 0,653 × 32 = 20,9 г O₂

---

Вопросы для самопроверки

Теоретические

1. Как строится молекула HNO₃?

2. Какие химические свойства характерны для азотной кислоты?

3. Перечислите типы нитратов и их применение.

4. Какие реакции характерны для нитратов с металлами?

5. Почему концентрированная HNO₃ проявляет окислительные свойства?

Практические

1. Напишите уравнение реакции HNO₃ с Cu.
2. Рассчитайте массу KNO₃, образующуюся из 63 г KOH.
3. Составьте уравнение разложения Ca(NO₃)₂.
4. Определите продукты реакции AgNO₃ с NaCl.
5. Напишите реакцию взаимодействия HNO₃ с щёлочью.