Производство азотной кислоты егэ химия

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота  образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃    +    H₂SO_4(конц)    →    KHSO₄    +    HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется постадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II)  до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO   +    O₂   →    2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

 HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO   +   2HNO₃   →   Cu(NO₃)₂   +   H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃   +   NaOH   →   NaNO₃   +   H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃   +   Na₂CO₃   →  2NaNO₃   +   H₂O   +   CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃  →   4NO₂   +   O₂   +   2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe    +   6HNO_3(конц.)  →   Fe(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

 Al   +   6HNO_3(конц.)   →  Al(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO₃      +   3HCl   +   Au   →   AuCl₃   +   NO   +   2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃       +  4Ca   →    4Ca(NO₃)₂    +    N₂O   +   5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (разб.)}     +    3Cu   →    3Cu(NO₃)₂    +    2NO   +   4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)     +  10Na   →    10NaNO₃    +    N₂   +   6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃       +  4Ca    →   4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃         +  4Zn   →    4Zn(NO₃)₂    +    NH₄NO₃   +   3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃       +   S     →   H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃      +    P   →    H₃PO₄     +   5NO₂    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃     +    C   →   CO₂    +    4NO₂    +    2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃   +   I₂  →   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃     +   SO₂  →   H₂SO₄     +   2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет иодоводород:

6HNO₃   +   HI   →  HIO₃   +   6NO₂   +   3H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃     +   H₂S     →  S    +    2NO₂   +   2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃     +   H₂S     →  H₂SO₄    +    2NO₂   +   2H₂O

8HNO₃     +    CuS   →   CuSO₄    +   8NO₂    +   4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃     +    FeS   →   Fe(NO₃)₃  +   NO    +   S    +   2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары
желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.

Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной
кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.

Получение

В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.

NH₃ + O₂ → (кат. Pt) NO + H₂O

NO + O₂ → NO₂

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:

KNO₃ + H₂SO_4(конц.) → KHSO₄ + HNO₃↑

Химические свойства

• Кислотные свойства

Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии
выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.

CaO + HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

Na₂CO₃ + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O + CO₂↑



• Термическое разложение

При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в
темном месте.

HNO₃ → (hv) NO₂ + H₂O + O₂

• Реакции с неметаллами

Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO₂,
если разбавленная — до NO.

HNO_3(конц.) + C → CO₂ + H₂O + NO₂

HNO_3(конц.) + S → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

HNO_3(разб.) + S → H₂SO₄ + NO + H₂O

HNO_3(конц.) + P → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O



• Реакции с металлами

В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой
именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.

Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием
нитрата и преимущественно NO₂.

Cu + HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO₂,
NO, N₂O, атмосферный газ N₂, NH₄NO₃.

Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка
с азотной кислотой в различных концентрациях.

Zn + HNO_{3(70% — конц.)} → Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Zn + HNO_{3(35% — ср. конц.)} → Zn(NO₃)₂ + NO + H₂O

Zn + HNO_{3(20% — разб.)} → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Zn + HNO_{3(10% — оч. разб.)} → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O



Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.



Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит
за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.

Al + HNO_3(конц.) ⇸ (реакция не идет)

При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так
как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.

Al + HNO₃ → (t) Al(NO₃)₃ + NO₂ + H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты NO₃^—

Получение

Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.

Fe + HNO_3(разб.) → Fe(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.

MgO + HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O

Cr(OH)₃ + HNO₃ → Cr(NO₃)₃ + H₂O

Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная
кислота — до +2.

Fe + HNO_3(разб.) → Fe(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Fe + HNO_3(конц.) → Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Химические свойства

• Реакции с металлами, основаниями и кислотами

Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате
реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

Hg(NO₃)₂ + Mg → Mg(NO₃)₂ + Hg

Pb(NO₃)₂ + LiOH → Pb(OH)₂ + LiNO₃

AgNO₃ + KCl → AgCl↓ + KNO₃



Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + NaNO₃

• Разложение нитратов

Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.



Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

NaNO₃ → (t) NaNO₂ + O₂

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

PtNO₃ → (t) Pt + NO₂ + O₂



© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Производство азотной кислоты

Азотную
кислоту, известную с VIII в., до XVIII в.
получали нагреванием селитры NaNO₂
с железным купоросом. Последний
впоследствии заменили серной кислотой.
Этот способ просуществовал до начала
XX в., когда запасы природной селитры
были исчерпаны. Из других источников
сырья промышленное значение имеют азот
атмосферы и органические вещества
(уголь, торф, биомасса растений и т.д.).
Синтетические способы фиксации
атмосферного азота (плазменный и
аммиачный) были разработаны в начале
XX в. По первому из них азот реагирует с
кислородом под действием высоких
температур (3000 — 4000° С), создаваемых
плазмотроном. Аммиачный способ благодаря
вы­сокой экономической эффективности
в настоящее время является основным
(95% в мировой практике). Сырьем служит
азотоводородная смесь в соотношении 1
: 3. Совре­менная технология основана
на конверсии природного газа и воздуха.
Таким способом сейчас получают более
95% азотоводородной смеси для синтеза
аммиака.

Производство
разбавленной азотной кислоты из аммиака
включает три основ­ных процесса (рис.
52, в):

4NH₃+50₂=4NO+6H₂0+Q

2NO+O₂<->2N0₂+Q

3N0₂+H₂0<->2HNO₃+NO+Q

Первый
из них идет интенсивно в присутствии
катализатора из платины или ее сплавов,
выполненного в виде пакета тончайших
сеток (1024 ячейки на 1 см), при температуре
окисления аммиака 700—800° С, два других
— при повышенном дав­лении. Увеличение
давления в 10 раз ускоряет процесс
окисления оксида азота (II). Перед подачей
в контактный аппарат реагенты (NНз
и воздух) глубоко очища­ют в фильтрах
и от примесей, пыли, масла. Аммиак
нагревают в подо­гревателе и подают
во встроенный (внутренний) теплообменник
контактного ап­парата, а затем на
платиновые сетки. Сюда же компрессором
нагнетают воздух. После охлаждения
нитрозные газы компрессором подают в
абсорбционную колонну, в которой
параллельно проходят два последних
процесса. Противоточно в нее поступает
вода, нагретая до 30° С. Непрореагировавшие
нитрозные газы улавливают, а выхлопные
газы выбрасываются в атмосферу через
трубу высотой до 100 м. Температуру
абсорбции поддерживают в преде­лах
30—40°С. Вытекающая 60-процентная азотная
кислота из абсорбционной колонны
осво­бождается от нитрозных газов
(отбеливается) воздухом и направ­ляется
на склад готовой продукции или, что
происходит чаще всего, на производство
минераль­ных удобрений.

Теплота
экзотермических реакций полностью
покрывает затраты на техноло­гические
нужды, в результате повышаются все
технико-экономические показатели
производства. Производительность таких
агрегатов составляет 1360 т/сут, строятся
еще более мощные — до 2260 т/сут.

Концентрированную
азотную кислоту чаще всего получают
прямым синтезом.

2N₂О₄+2H₂О<->2HNО₃+Q

Поступающие
из контактного отделения нитрозные
газы (рис. 44) после ох­лаждения в
аппарате 1 компрессором 2 подаются в
окислительную колонну 3, где 96 – 97% NO
превращается в NO₄.
После холодильника 4 газы поступают в
нитроолеумную колонну 5, где абсорбируются
до 36% N₂O_4.
В отбелочной колонне 6 N₂O₄
десорбируется, а в холодильнике 7
конден­сируется и в смеси с разбавленной
азотной кислотой поступает в автоклав
9. Неокислившиеся и несконденсировавшиеся
нитрозные газы, отдавая теплоту в
теплообменнике 8, возвращаются в цикл,
а образовавшийся в колоннах и холо­дильниках
25-процентный раствор азотной кислоты
частично через колонну 6 и холодильник
7 подается в автоклав, а частично идет
на производство минераль­ных удобрений,
например аммиачной селитры.

Рис.
44. Схема производства концентрированной
азотной кислоты прямым синтезом:
1-аппарат для охлаждения, 2-компрессор,
3-окислительная колонна, 4, 7-холодильник,
5-нитроолеумная колонна, 6-отбелочная
колонна, 8-теплообменник, 9-автоклав

На
современных предприятиях, использующих
мощные агрегаты, показа­тели затрат
электроэнергии, пара и воды в 3 — 5 раз
ниже. Выхлопные газы подвергаются
высокотемпературной каталитической
очистке. Содержание нит­розных газов
в них после этого не превышает 0,0005%.

Большие
затраты аммиака отражаются на себестоимости
азотной кислоты, которая в 1,5 — 2 раза
выше себестоимости серной.

Основные
направления азотно-кислотного
производства:

1. увеличение
   производственной мощности агрегатов
   до 2500 т/сут;

2. полная автоматизация;

3. повышение качества
   продукции комплексным использованием
   сырья, энергии и воды, полной утилизацией
   отходов;

4. поиск более
   эффективных технологических схем;

5. про­мышленное
   освоение способов биологической и
   низкотемпературной фикса­ции
   атмосферного азота.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Муниципальное автономное
общеобразовательное учреждение- средняя общеобразовательная школа № 1 имени
В.И. Фадеева станицы Калининской

Консультация по химии

для подготовки к единому
государственному экзамену

на тему «Азотная кислота»

                                                                        
Выполнила:

                                                                        
Учитель химии

                                                                        
Каблучкина Наталья Борисовна

                                    Ст. Калининская 

                                                   
2014г

Задачи занятия:

Обобщить
знания об азотной кислоте, полученные в курсе неорганической и органической
химии.

На
примере азотной кислоты повторить классификацию и основные свойства кислот в
свете ТЭД, закономерности протекания ОВР, реакции гидролиза и электролиза,
решение задач на растворы, по алгоритму.

Продолжить
отработку умений выполнять тестовые задания части А,В,С единого
государственного экзамена.

Оборудование:

— 
опорные схемы по теории,

— 
раздаточные таблицы по взаимодействию азотной кислоты с металлами,

— 
тестовые задания.

Ход занятия

1. Организационный момент.

Приветствие
учащихся. Сообщение темы и цели занятия.

2.Учитель обобщает материал по данной теме с
использованием опорных схем на экране компьютера:

                                                            
Азотная
кислота

                                                        НNO₃  (N⁺⁵,
N^IV)

— одноосновная

— кислородсодержащая

— сильный электролит

— сильный окислитель

Получают:   NH₃
→ NO → NO₂
→HNO₃

Физ. свойства: 
Ж, беcцветная, дымящая,

                             резкий запах,
t_кип.
= 86⁰С,

Хим. свойства:

1.                 
Нестойкая, разлагается на свету, при t

 4НNO₃
→ 4NO₂↑ + 2Н₂О + О₂↑

       
                          _{( желтеет при неправильном хранении)}

2.                 
Диссоциирует  НNO₃
→Н⁺ + NO₃^—

                           _{кислотные свойства}

 _{+ основные, амфотерные оксиды}

 _{+ основания}

 _{+ соли слабых кислот}

_{3.                  
Окисляет все металлы, кроме Аu, Pt} 

             _{с образованием
трёх продуктов:}

     Ме + НN⁺⁵O3 → _{соль +
вода + ↑ соед. N}⁺⁴,
_N⁺²,    
_N⁺¹,
_N2⁰
, _N^-3
                             

4.Реагирует
с органическими веществами( алканы, арены, 

    
фенол, анилин, целлюлоза, белки)

                        реакции замещения — нитрования

                           
НNO₃
→ НО — NO₂ –
нитрогруппа

   СН₄  +  HNO₃ 
→ СН₃—
NO₂ + Н₂О

  С₆Н₆  + HNO₃ 
→ С₆Н₅—
NO₂ + Н₂О

               
Качественная реакция на нитраты

          
нитрат
+ конц. Н₂SO₄  + Cu  →     …  +  NO₂↑

                    
Разложение нитратов

              (по
ряду активности металлов)

3.Учащиеся
задают вопросы, используя записи собственного конспекта и предложенных
опорных схем.

Например: —  Что
значит пассивация?

                  
—  Какая кислота называется оксикислотой?

                  
—  Как правильно записать качественные реакции на нитраты?

                  
—  Какие соли называются силитрами?

4.
Отработка умения записывать уравнения  ОВР химических
реакций и расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Два
ученика у доски работают с уравнениями:

Cu
+ 4HNO3(конц) = Cu(NO₃)₂
+ 2H2O + 2NO2

3Cu
+ 8HNO3(разб) = 3Cu(NO₃)₂
+ 4H2O + 2NO

5.     Выполнение
учащимися тестовых заданий и задания уровня С .

Учащиеся
работают дифференцированно: 2 ученика с заданиями С у доски, 3 ученика с
заданиями В вместе, остальные с заданиями А самостоятельно. Учитель выполняет
роль консультанта.

Часть
А

1.Какой
оксид реагирует с раствором НNO_3,
но не реагирует с раствором NaOH?

1)
CO                                  3) P₂O₅

2)
SO₃                                 4) MgO

2.
Азотная кислота реагирует с каждым веществом набора:

1)
KOH и Na₂СO₃

2)
HCl и NaOH

3) CuO
и KNO₃

4) Fe₂O₃
и H₂SO₄

3.В
схеме превращений                NH₃⎯→ X ⎯→ Y⎯→  НNO₃ ⎯→  Y

веществами
«X» и «Y» являются соответственно

1) NO₂
и NO

2) NO и NO₂

3)
Н₂ и Н₂О

4)
HCl и H₂O

4.Взаимодействие
азотной кислоты с аммиаком относится к реакциям

1)
соединения, необратимым

2)
обмена, обратимым

3)
замещения, обратимым

4)
обмена, необратимым

 5.В
отличие от этилена, этан реагирует с

1)
хлором

2)
водородом

3)
азотной кислотой

4)
кислородом

6.
Наибольшее количество нитрат-ионов образуется в растворе при диссоциации 1 моль

1)
нитрата натрия

2)
нитрата меди(II)

3)
нитрата алюминия

4)
нитрата кальция

7.
Одинаковую реакцию среды имеют растворы нитрата меди(II) и

1)
хлорида кальция

2)
нитрата натрия

3)
сульфата алюминия

4)
ацетата натрия

8.
Окислительные свойства азотная кислота проявляет в реакции, схема которой:

1)  НNO₃+ NH₃
→ NH₄NO₃

2)  НNO₃+
KOH →
KNO₃+
H₂O

3) НNO₃ + P
→ H₃ PO₄
+ NO₂

4)  НNO₃+ CuO
→ Cu(NO₃)₂
+ H₂O

Часть
В

В-1. Установите
соответствие между формулой соли и её способностью к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ                          СПОСОБНОСТЬ
К ГИДРОЛИЗУ

1) NН₄NO₃
                                      А) по катиону

2) Ва(NO₃)₂
                                     Б) по аниону

3) Аl(NO₃)₃                                        
В) по катиону и аниону

                                                          
Г) гидролизу не подвергается

В-2. Установите
соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на аноде в
результате электролиза водного раствора этого вещества.

В-3. Определите массу воды, которую надо добавить к 20
г раствора азотной

кислоты с массовой долей 70% для получения раствора
азотной  кислоты

с массовой долей 5%. (Запишите число с точностью до
целых.)

Ответ: ___________ г.

В-4. Рассчитайте объём оксида азота (+4), полученный
при разложении 126 г азотной кислоты. %. (Запишите число с точностью до
десятых.)

Ответ: ___________ л.

Часть С

С-1. Используя метод электронного баланса,
составьте уравнение реакции

       НNO₃
 +  СuS  
→    СuSO₄ 
+  …  +   H₂O

Укажите окислитель и восстановитель.

С- 2. Сплав серебра с медью массой 0,5 кг
обработали раствором азотной кислоты. К полученному раствору добавили соляную
кислоту. Масса образовавшегося осадка равна 430 г. Определите массовую долю
серебра в сплаве.

6.     Разбор
выполненных заданий:

Ответы на
задания части А с комментариями.

Ответы на
задания части В с комментариями.

Комментарии
выполненных на доске заданий части С.