III.
HNO3 + H2O → H3O+ + NO−3
Trong dung dịch loãng có nồng độ dưới 2M tác dụng với kim loại hoạt động giải phóng H2. Ví dụ, dung dịch HNO3 1 - 2% (0,3M) tác dụng với Mg và Mn giải phóng H2:
Mg + 2HNO3 (≈0,3 M) → Mg(NO3)2 +H2 Mn + 2HNO3 (≈ 0,3M) → Mn(NO3)2 + H2. III
. 3.2 . Tính oxi hóa mạnh
- Axit HNO3 là chất oxi hóa mạnh điển hình. Khi tác dụng với các chất khử, tùy điều kiện nhiệt độ, nồng độ axit và bản chất của chất khử, axit HNO3 sẽ bị khử đến các sản phẩm ứng với số oxi hóa từ -3 đến +4.
- Nói chung những kim loại hoạt động mạnh sẽ khử HNO3 đến N2O, N2 , NH2OH (hoặc NH3OH+), NH3 (hoặc NH+
4).
Ví dụ: Zn có khuynh hướng chủ yếu tạo N2O, nhưng với HNO3l tạo ra NH3 hoặc NH2OH.
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O. 4Zn + 10 HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Fe tác dụng với HNO3 loãng (d = 1,034 - 1,115g/cm3) tạo ra Fe(NO3)2: 4Fe + 10HNO3(l) → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O.
Với dung dịch có d > 1,115 g/cm3 thì tạo thành Fe3+: Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O
- Những kim loại khác khử HNO3 đặc đến NO2 và khử HNO3 loãng (3M đến 6M) đến NO.Ví dụ:
Pb + 4HNO3 (đặc) → Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Hg + HNO3 (đặc) → Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
- Khi axit nitric tác dụng với kim loại nói riêng và chất khử nói chung, có thể tạo thành nhiều sản phẩm khác nhau, trong đó có 1 sản phẩm chính.
- Nhiều phi kim tác dụng với HNO3 đặc tạo NO2 và HNO3 loãng tạo NO và bản thân phi kim bị oxi hoá tạo ra oxitaxit ứng với bậc ôxi hoá cao, ví dụ:
C + 4HNO3 (đặc) → CO2 + 4NO2 + 2H2O P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
- HNO3 ôxi hoá được nhiều hợp chất có số oxi hóa trung gian, ví dụ: 3Sn+2 + NO−
3 + 7H+ → 3Sn4+ + NH2OH + 2H2O 3Fe2+ + NO−3 + 4H+ → 3Fe3+ + NO + H2O HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O
Au + HNO3 + 4HCl → H[AuCl4] + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + HCl → 3H2[PtCP6] + 4NO + 8H2O.
- Một số kim loại (Al, Fe, Cr, Co, Ni) bị thụ động hoá bởi HNO3 đặc, nguội (d≥ 1,45 g/cm3).
III
.4. Điều chế
- Trong công nghiệp
N2 → NH3 → NO → NO2→ HNO3- Phòng thí nghiệm - Phòng thí nghiệm
Đun nóng tinh thể muối nitrat kim loại kiềm với axit sunfuric đặc: NaNO3 (t.t) + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
III
.5. Ứng dụng
- Là axit được sử dụng nhiều thứ hai sau axit sunfuric; - Điều chế thuốc nổ;
- Tổng hợp phân bón;
- Sử dụng trong lĩnh vực phẩm nhuộm, công nghiệp hóa chất; dược phẩm,… (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
IV
.3. 6. Muối nitrat
Ion nitrat có cấu trúc tam giác đều, nguyên tử N ở trạng thái lai hóa sp2. Ba obital lai hóa tham gia tạo thành ba liên kết σ với ba nguyên tử O. Một obital 2p của N tạo nên
một liên kết π giải tỏa trên 4 nguyên tử - Màu sắc: Ion NO−
3 không có màu nên muối nitrat của những cation không màu đều không có màu.
- Tính tan: Hầu hết các muối nitrat đều dễ tan trong nước. Một vài muối hút ẩm trong không khí như NaNO3 và NH4NO3. Muối nitrat của những kim loại hoá trị II và III thường ở dạng hidrat.
- Độ bền nhiệt: Tất cả các muối nitrat đều bị phân hủy bởi nhiệt.
Muối nitrat của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, muối của các kim loại khác dễ phân huỷ khi đốt nóng. Nitrat của những kim loại đứng trước Mg trong dãy điện hoá bị nhiệt phân huỷ tạo ra muối nitrit và oxi:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
Muối nitrat của kim loại từ Mg đến Cu bị nhiệt phân tạo thành oxit kim loại, NO2 và O2:
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
Muối nitrat của những kim loại đứng sau Cu bị phân hủy đến kim loại: Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2.
Trong môi trường axit, muối nitrat có khả năng oxi hoá như HNO3; trong môi trường trung tính hầu như không có khả năng oxi hoá; nhưng trong môi trường kiềm có thể bị Al, Zn khử đến NH3:
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O →4Na2[Zn(OH)4] + NH3
IV
. PHOTPHOIV IV