يوجد حمض النيتروز إما في المحلول أو في الطور الغازي. وهو غير مستقر ويتحلل عند تسخينه إلى أبخرة:

2HNO 2 "NO+NO2 +H2O

تتحلل المحاليل المائية لهذا الحمض عند تسخينها:

3HNO 2 “HNO 3 +H 2 O+2NO

هذا التفاعل قابل للعكس، على الرغم من أن انحلال NO 2 يصاحبه تكوين حمضين: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

عمليا، بتفاعل NO 2 مع الماء، يتم الحصول على HNO 3:

3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO

من حيث الخصائص الحمضية، حمض النيتروز أقوى قليلاً من حمض الأسيتيك. وتسمى أملاحه النتريت، وهي مستقرة على عكس الحمض نفسه. ومن محاليل أملاحه يمكن الحصول على محلول HNO 2 بإضافة حمض الكبريتيك:

با(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯

بناءً على البيانات المتعلقة بمركباته، تم اقتراح نوعين من بنية حمض النيتروز:

والتي تتوافق مع النتريت ومركبات النيترو. النتريت المعادن النشطةلها بنية من النوع الأول، والمعادن منخفضة النشاط لها بنية من النوع الثاني. جميع أملاح هذا الحمض تقريبًا قابلة للذوبان بدرجة عالية، لكن نتريت الفضة هو الأكثر صعوبة. جميع أملاح حمض النيتروز سامة. بالنسبة للتكنولوجيا الكيميائية، يعتبر KNO 2 و NaNO 2 ضروريين لإنتاج الأصباغ العضوية. يتم الحصول على كلا الأملاح من أكاسيد النيتروجين:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +H 2 O أو عند تسخين نتراتها:

KNO3 +Pb=KNO2 +PbO

Pb ضروري لربط الأكسجين المنطلق.

من بين الخصائص الكيميائية لـ HNO 2، تكون الخصائص المؤكسدة أكثر وضوحًا، بينما يتم تقليلها إلى NO:

ومع ذلك، يمكن إعطاء العديد من الأمثلة على مثل هذه التفاعلات حيث يظهر حمض النيتروز خصائص مختزلة:

يمكن تحديد وجود حمض النيتروز وأملاحه في المحلول عن طريق إضافة محلول يوديد البوتاسيوم والنشا. أيون النتريت يؤكسد أنيون اليود. ويتطلب هذا التفاعل وجود H+، أي. يحدث في بيئة حمضية.

حمض النيتريك

في ظروف المختبريمكن تحضير حمض النيتريك عن طريق تفاعل حمض الكبريتيك المركز مع النترات:

NaNO 3 + H 2 SO 4 (k) = NaH SO 4 + HNO 3 يحدث التفاعل عند تسخين منخفض.

يتم إنتاج حمض النيتريك على نطاق صناعي عن طريق الأكسدة الحفزية للأمونيا مع الأكسجين الجوي:

1. أولاً، يتم تمرير خليط من الأمونيا والهواء فوق محفز البلاتين عند درجة حرارة 800 درجة مئوية. تتأكسد الأمونيا إلى أكسيد النيتريك (II):

4NH3 + 5O2 =4NO+6H2O

2. عند التبريد، يحدث المزيد من أكسدة NO إلى NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. يذوب أكسيد النيتروجين (IV) الناتج في الماء في وجود فائض من O 2 لتكوين HNO 3: 4NO 2 +2H 2 O+O 2 =4HNO 3

يتم تنظيف المنتجات الأولية - الأمونيا والهواء - تمامًا من الشوائب الضارة التي تسمم المحفز (كبريتيد الهيدروجين والغبار والزيوت وما إلى ذلك).

الحمض الناتج مخفف (حمض 40-60٪). يتم الحصول على حمض النيتريك المركز (قوة 96-98٪) عن طريق تقطير الحمض المخفف في خليط مع حامض الكبريتيك المركز. في هذه الحالة، يتبخر حمض النيتريك فقط.

الخصائص الفيزيائية

حمض النيتريك هو سائل عديم اللون ذو رائحة نفاذة. استرطابي للغاية، "دخان" في الهواء، لأنه أبخرتها مع رطوبة الهواء تشكل قطرات من الضباب. يمتزج مع الماء بأي نسبة. عند -41.6 درجة مئوية يتحول إلى حالة بلورية. يغلي عند 82.6 درجة مئوية.

في HNO 3، يكون تكافؤ النيتروجين 4، وحالة الأكسدة هي +5. الصيغة الهيكليةيتم تمثيل حمض النيتريك على النحو التالي:

إن ذرتي الأكسجين المرتبطتين فقط بالنيتروجين متكافئتان: فهما على نفس المسافة من ذرة النيتروجين وتحمل كل منهما نصف شحنة الإلكترون، أي. وينقسم الجزء الرابع من النيتروجين بالتساوي بين ذرتين الأكسجين.

يمكن استنتاج التركيب الإلكتروني لحمض النيتريك على النحو التالي:

1. ترتبط ذرة الهيدروجين بذرة الأكسجين بواسطة رابطة تساهمية:

2. بسبب الإلكترون غير المقترن، تشكل ذرة الأكسجين رابطة تساهمية مع ذرة النيتروجين:

3. يتشكل إلكترونين غير متزاوجين من ذرة النيتروجين الرابطة التساهميةمع ذرة الأكسجين الثانية :

4. ذرة الأكسجين الثالثة، عندما تكون متحمسة، تشكل حرة 2p-المداري عن طريق الاقتران الإلكتروني. يؤدي تفاعل زوج وحيد من النيتروجين مع مدار شاغر لذرة الأكسجين الثالثة إلى تكوين جزيء حمض النيتريك:

الخصائص الكيميائية

1. يعرض حمض النيتريك المخفف جميع خصائص الأحماض. ينتمي إلى الأحماض القوية. في المحاليل المائيةينأى:

HNO 3 "Н + + NO - 3 يتحلل جزئياً تحت تأثير الحرارة والضوء:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 لذا قم بتخزينه في مكان بارد ومظلم.

2. يتميز حمض النيتريك حصريًا بخصائصه المؤكسدة. الخاصية الكيميائية الأكثر أهمية هي تفاعلها مع جميع المعادن تقريبًا. لا يتم إطلاق الهيدروجين أبدًا. يعتمد اختزال حمض النيتريك على تركيزه وطبيعة عامل الاختزال. تتراوح درجة أكسدة النيتروجين في منتجات الاختزال من +4 إلى -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

تظهر في الرسم البياني أدناه منتجات الاختزال الناتجة عن تفاعل حمض النيتريك بتركيزات مختلفة مع معادن ذات نشاط مختلف.

لا يتفاعل حمض النيتريك المركز في درجات الحرارة العادية مع الألومنيوم والكروم والحديد. ويضعهم في حالة سلبية. تتشكل طبقة من الأكاسيد على السطح، وهي غير منفذة للحمض المركز.

3. حمض النيتريك لا يتفاعل مع Pt، Rh، Ir، Ta، Au. يتم إذابة البلاتين والذهب في "أكوا ريجيا" - خليط من 3 أحجام من حمض الهيدروكلوريك المركز وحجم واحد من حمض النيتريك المركز:

Au+HNO3 +3HCl= AuCl 3 +NO+2H 2 O HCl+AuCl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12HCl=3PtCl 4 +4NO+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

تأثير "الفودكا الملكية" هو أن حمض النيتريك يؤكسد حمض الهيدروكلوريك إلى الكلور الحر:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 يتحد الكلور المنطلق مع المعادن.

4. تتم أكسدة اللافلزات بحمض النيتريك إلى الأحماض المقابلة لها، وحسب التركيز يتم تقليلها إلى NO أو NO2:

S+bHNO 3(conc) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(conc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3 (conc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H2O3P+5HNO3(ص asb) +2H2O= 3H3PO4 +5NO

5. كما أنه يتفاعل مع المركبات العضوية.

تسمى أملاح حمض النيتريك بالنترات وهي مواد بلورية شديدة الذوبان في الماء. يتم الحصول عليها من خلال عمل HNO 3 على المعادن وأكاسيدها وهيدروكسيداتها. تسمى نترات البوتاسيوم والصوديوم والأمونيوم والكالسيوم بالنترات. تستخدم النترات بشكل رئيسي كأسمدة نيتروجينية معدنية. بالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام KNO 3 لتحضير المسحوق الأسود (خليط من 75% KNO 3، و15% C، و10% S). الأمونال المتفجر مصنوع من NH 4 NO 3 ومسحوق الألومنيوم وثلاثي نيتروتولوين.

تتحلل أملاح حمض النيتريك عند تسخينها، وتعتمد نواتج التحلل على موضع المعدن المكون للملح في سلسلة جهود القطب القياسية:

يعد التحلل عند التسخين (التحلل الحراري) خاصية مهمة لأملاح حمض النيتريك.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO+NO 2 +O 2

أملاح المعادن الموجودة في السلسلة على يسار Mg تشكل النتريت والأكسجين، من Mg إلى Cu - أكسيد المعدن، NO 2 والأكسجين، بعد المعدن الخالي من النحاس، NO 2 والأكسجين.

طلب

حمض النيتريك هو المنتج الأكثر أهمية في الصناعة الكيميائية. يتم إنفاق كميات كبيرة على تحضير الأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأصباغ والبلاستيك والألياف الصناعية وغيرها من المواد. تدخين

يستخدم حمض النيتريك في تكنولوجيا الصواريخ كمؤكسد لوقود الصواريخ.

حمض النيتروز

إذا قمت بتسخين نترات البوتاسيوم أو الصوديوم، فإنها تفقد بعض الأكسجين وتتحول إلى أملاح حمض النيتروز HNO2. يكون التحلل أسهل في وجود الرصاص الذي يربط الأكسجين المنطلق:

أملاح حمض النيتروز - النتريت -تشكل بلورات شديدة الذوبان في الماء (باستثناء نتريت الفضة). يستخدم نتريت الصوديوم NaNO 2 في إنتاج الأصباغ المختلفة.

عند تعريض محلول بعض النتريت إلى حمض الكبريتيك المخفف يتم الحصول على حمض النيتروز الحر:

وهو أحد الأحماض الضعيفة (ك=أ- 10~4) ويعرف فقط في المحاليل المائية المخففة للغاية. عندما يتم تركيز المحلول أو تسخينه، يتحلل حمض النيتروز:

درجة أكسدة النيتروجين في حمض النيتروز هي +3، أي. وهي متوسطة بين أدنى وأعلى القيم الممكنة لدرجة أكسدة النيتروجين. لذلك، يُظهر HNO 2 ازدواجية الأكسدة والاختزال. تحت تأثير عوامل الاختزال يتم اختزاله (عادة إلى NO)، وفي التفاعلات مع العوامل المؤكسدة يتم أكسدته إلى HNO 3. تتضمن الأمثلة ردود الفعل التالية:

حمض النيتريك

حمض النيتريك النقي HNO3 هو سائل عديم اللون بكثافة 1.51 جم/سم3، والذي يتصلب إلى كتلة بلورية شفافة عند -42 درجة مئوية. في الهواء هو مثل المركزة حمض الهيدروكلوريك"الدخان" لأن أبخرته تشكل قطرات صغيرة من الضباب مع الرطوبة الموجودة في الهواء.

حمض النيتريك ليس قويا. بالفعل تحت تأثير الضوء يتحلل تدريجيا:

كلما ارتفعت درجة الحرارة وزاد تركيز الحمض، كلما حدث التحلل بشكل أسرع. يذوب ثاني أكسيد النيتروجين المنطلق في الحمض ويعطيه اللون البني.

يعتبر حمض النيتريك من أقوى الأحماض؛ في المحاليل المخففة يتحلل تمامًا إلى أيونات H + و NO 3.

الخاصية المميزة لحمض النيتريك هي قدرته المؤكسدة الواضحة. يعد حمض النيتريك أحد أكثر العوامل المؤكسدة نشاطًا. تتأكسد العديد من المعادن غير المعدنية بسهولة، وتتحول إلى الأحماض المقابلة. وهكذا فإن الكبريت عند غليه مع حمض النيتريك يتأكسد تدريجياً إلى حمض الكبريتيكوالفوسفور - إلى الفوسفور. يشتعل الفحم المشتعل المغمور في HNO 3 المركز بشكل ساطع.

يعمل حمض النيتريك على جميع المعادن تقريبًا (باستثناء الذهب والبلاتين والتنتالوم والروديوم والإيريديوم)، ويحولها إلى نترات، وبعض المعادن إلى أكاسيد.

يعمل HNO 3 المركز على تخميل بعض المعادن. اكتشف لومونوسوف أيضًا أن الحديد، الذي يذوب بسهولة في حمض النيتريك المخفف، لا يذوب في HNO3 المركز البارد. وفي وقت لاحق وجد أن حمض النيتريك له تأثير مماثل على الكروم والألمنيوم. تمر هذه المعادن تحت تأثير حمض النيتريك المركز إلى حالة سلبية (انظر الفقرة 100).

درجة أكسدة النيتروجين في حمض النيتريك هي +5. بصفته عاملًا مؤكسدًا، يمكن اختزال HNO 3 إلى منتجات مختلفة:

أي من هذه المواد يتكون أي يعتمد مدى عمق اختزال حمض النيتريك في أي حالة على طبيعة عامل الاختزال وظروف التفاعل، وبشكل أساسي على تركيز الحمض. كلما زاد تركيز HNO 3، قل عمقه. عند التفاعل مع الحمض المركز، يتم إطلاق NO 2 في أغلب الأحيان. عندما يتفاعل حمض النيتريك المخفف مع معادن منخفضة النشاط، مثل النحاس، يتم تحرير NO. في حالة المعادن الأكثر نشاطًا - الحديد والزنك - يتفاعل حمض النيتريك المخفف للغاية مع المعادن النشطة - الزنك والمغنيسيوم والألمنيوم - لتكوين أيون الأمونيوم، الذي يعطي نترات الأمونيوم مع الحمض. عادة يتم تشكيل العديد من المنتجات في وقت واحد.

وللتوضيح، إليك مخططات تفاعل أكسدة بعض المعادن بحمض النيتريك:

عندما يعمل حمض النيتريك على المعادن، لا يتم إطلاق الهيدروجين، كقاعدة عامة.

عند أكسدة اللافلزات، يتم تقليل حمض النيتريك المركز، كما في حالة المعادن، إلى NO 2، على سبيل المثال:

عادة ما يتم تقليل الحمض المخفف إلى NO، على سبيل المثال:

توضح الرسوم البيانية المذكورة الحالات الأكثر شيوعًا لتفاعل حمض النيتريك مع المعادن وغير المعادن. بشكل عام، تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تنطوي على HNO 3 معقدة.

يسمى الخليط الذي يتكون من حجم واحد من النيتريك و3-4 أحجام من حمض الهيدروكلوريك المركز الفودكا الملكية.يقوم الماء الملكي بإذابة بعض المعادن التي لا تتفاعل مع حمض النيتريك، بما في ذلك "ملك المعادن" - الذهب. يتم تفسير عملها من خلال حقيقة أن حمض النيتريك يؤكسد حمض الهيدروكلوريك، ويطلق الكلور الحر ويتشكل كلوريد النيتروجين(الثالث)، أو كلوريد النتروسيل, NOCl:

كلوريد النيتروسيل هو تفاعل وسيط ويتحلل:

يتكون الكلور في لحظة الإطلاق من ذرات، مما يحدد قدرة الأكسدة العالية للماء الملكي. تتم تفاعلات أكسدة الذهب والبلاتين بشكل رئيسي وفق المعادلات التالية:

مع وجود فائض من حمض الهيدروكلوريك، يتكون كلوريد الذهب (III) وكلوريد البلاتين (IV). مركبات معقدةح[AuC1 4 ] و ح 2 .

للكثيرين مادة عضويةيعمل حمض النيتريك بحيث يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر في جزيء مركب عضوي بمجموعات نيترو - NO 2. هذه العملية تسمى نتراتوله أهمية كبيرة في الكيمياء العضوية.

تمت مناقشة التركيب الإلكتروني لجزيء HNO 3 في الفقرة 44.

يعد حمض النيتريك من أهم مركبات النيتروجين: حيث يستخدم بكميات كبيرة في إنتاج الأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأصباغ العضوية، ويعمل كعامل مؤكسد في العديد من المواد. العمليات الكيميائية، يستخدم في إنتاج حامض الكبريتيك بطريقة النتروز، ويستخدم في صناعة ورنيش وفيلم السليلوز.

تسمى أملاح حمض النيتريك النترات.جميعها تذوب جيدًا في الماء، وعند تسخينها تتحلل وتطلق الأكسجين. وفي هذه الحالة تتحول نترات المعادن الأكثر نشاطًا إلى نتريت:

تتحلل نترات معظم المعادن الأخرى عند تسخينها إلى أكسيد المعدن والأكسجين وثاني أكسيد النيتروجين. على سبيل المثال:

وأخيرًا، تتحلل نترات المعادن الأقل نشاطًا (مثل الفضة والذهب) عند تسخينها إلى المعدن الحر:

تفصل النترات الأكسجين بسهولة، وهي عوامل مؤكسدة نشطة عند درجات حرارة عالية. على العكس من ذلك، لا تظهر محاليلها المائية أي خصائص مؤكسدة.

وأهمها نترات الصوديوم والبوتاسيوم والأمونيوم والكالسيوم، والتي تسمى عمليا الملح الصخري.

نترات الصوديوم NaNO3، أو نترات الصوديوم، يُطلق عليه أحيانًا أيضًا الملح الصخري التشيلي، ويوجد بكميات كبيرة بشكل طبيعي فقط في تشيلي.

نترات البوتاسيوم KNO3، أو نترات البوتاسيوم، يوجد أيضًا في الطبيعة بكميات صغيرة، ولكن يتم الحصول عليه بشكل أساسي بشكل صناعي عن طريق تفاعل نترات الصوديوم مع كلوريد البوتاسيوم.

ويستخدم كلا هذين الأملاح كأسمدة، وتحتوي نترات البوتاسيوم على عنصرين ضروريين للنباتات: النيتروجين والبوتاسيوم. كما تستخدم نترات الصوديوم والبوتاسيوم في صهر الزجاج و صناعة المواد الغذائيةلتعليب المواد الغذائية.

نترات الكالسيومكا (رقم 3) 2، أو نترات الكالسيوميتم الحصول عليها بكميات كبيرة عن طريق تحييد حمض النيتريك بالجير. تستخدم كسماد.

نترات الأمونيوم NH4NO3.

• ويتم تشجيع الطالب على إنشاء معادلات كاملة لهذه التفاعلات بنفسه.

حمض النيتروز

HNO 2 هو حمض أحادي القاعدة ضعيف يوجد فقط في المحاليل المائية المخففة.

تسمى أملاح حمض النيتروز بالنيتريت. النتريت أكثر استقرارًا من HNO 2، وكلها سامة.

إيصال:

1. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2

كيف يمكنك الحصول على حمض النيتروز؟ ()

ما هي حالة أكسدة حمض النيتروز؟

هذا يعني أن الحمض يُظهر خصائص مؤكسدة ومختزلة.

عند تعرضه لعوامل مؤكسدة أقوى، فإنه يتأكسد إلى HNO 3:

5HNO 2 +2HMnO 4 → 2Mn(NO 3) 2 + HNO 3 + 3H2O;

HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.

2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O - خصائص الاختزال

رد فعل نوعيلأيون النتريت لا 2 – – تفاعل النتريت مع محلول يوديد البوتاسيوم كي المحمضة بحمض الكبريتيك المخفف.

كيف يتغير لون ورق اليود النشا تحت تأثير I2 الحر؟

الحصول على الأملاح (النترات والنتريت)

ما هي طرق الحصول على الأملاح التي تعرفونها؟ كيف يمكنك الحصول على النترات والنتريت؟

1) المعدن + اللافلز = الملح؛

2) فلز + حمض = ملح + هيدروجين؛

3) أكسيد المعدن + الحمض = ملح + ماء؛

4) هيدروكسيد المعدن + الحمض = ملح + ماء؛

5) هيدروكسيد المعدن + أكسيد الحمض= ملح + ماء؛

6) أكسيد فلز + أكسيد غير فلز = ملح؛

7) ملح 1 + هيدروكسيد المعدن (قلوي) = ملح 2 + هيدروكسيد المعدن (قاعدة غير قابلة للذوبان)؛

8) الملح 1 + حمض (قوي) = ملح 2 + حمض (ضعيف)؛

9) ملح 1 + ملح 2 = ملح 3 + ملح 4

10) الملح 1 + فلز (نشط) = ملح 2 + معدن (أقل نشاطا).

طريقة محددةالحصول على النترات والنتريت:

عدم التناسب.

في ظل وجود الأكسجين الزائد

أملاح حامض النيتريك - النترات

نترات المعادن القلوية والكالسيوم والأمونيوم - الملح الصخري

KNO 3 - نترات البوتاسيوم،

NH 4 NO 3 - نترات الأمونيوم.

الخصائص الفيزيائية:

جميع النترات عبارة عن مواد صلبة بلورية، أبيض، شديد الذوبان في الماء. سامة!

الخواص الكيميائية للنترات

تفاعل النترات مع المعادن والأحماض والقلويات والأملاح

يمارس. لاحظ علامات كل تفاعل، واكتب الجزيئية و المعادلات الأيونية، المقابلة للمخططات:

النحاس (رقم 3) 2 + الزنك…،

AgNO 3 + حمض الهيدروكلوريك…،

النحاس (رقم 3) 2 + هيدروكسيد الصوديوم…،

AgNO 3 + BaCl 2 ... .

تحلل النترات

عندما يتم تسخين النترات الصلبة، فإنها تتحلل جميعها مع إطلاق الأكسجين (نترات الأمونيوم استثناء)، ويمكن تقسيمها إلى ثلاث مجموعات.

المجموعة الأولى تتكون من نترات الفلزات القلوية

2كنو 3 = 2كنو 2 + يا 2.

المجموعة الثانية من المعادن الأرضية القلوية حتى النحاس

2Сu(NO 3) 2 = 2СuО + 4NO 2 + O 2,

مجموعة Me الثالثة بعد Cu

زئبق (NO 3) 2 = زئبق + 2NO 2 + O 2،

لماذا يوجد الكثير من النيتروجين في الطبيعة (وهو جزء من الغلاف الجوي)، ولماذا تنتج النباتات في كثير من الأحيان محاصيل سيئة بسبب تجويع النيتروجين؟ (لا تستطيع النباتات امتصاص النيتروجين الجزيئي من الهواء. ومع نقص النيتروجين، يتأخر تكوين الكلوروفيل، ويتأخر نمو النبات وتطوره).

اذكر طرق استيعاب النيتروجين الجوي.

(يدخل جزء من النيتروجين المرتبط إلى التربة أثناء العواصف الرعدية. والبقوليات، التي تتطور على جذورها بكتيريا عقيدية، قادرة على تثبيت النيتروجين في الغلاف الجوي، وتحويله إلى مركبات متاحة للنباتات.)

عند حصاد المحاصيل، يأخذ الناس معهم سنويًا كميات هائلة من النيتروجين المرتبط. إنه يغطي هذه الخسارة من خلال استخدام الأسمدة العضوية فحسب ، بل أيضًا الأسمدة المعدنية (النترات والأمونيا والأمونيوم). يتم تطبيق الأسمدة النيتروجينية على جميع المحاصيل. يتم امتصاص النيتروجين من قبل النباتات على شكل كاتيون الأمونيوم وأنيون النترات رقم 3 –.

تقارير الطلاب

تأثير النترات على بيئةوجسم الإنسان

الإسعافات الأولية للتسمم بالنترات

أسباب تراكم النترات في الخضروات وطرق زراعة منتجات محاصيل صديقة للبيئة

تتفاعل ثلاثة من أكاسيد النيتروجين الخمسة مع الماء لتكوين النيتروز H1N0 2 وحمض النيتريك HN0 3.

حمض النيتروز ضعيف وغير مستقر. قد يكون موجودًا فقط بتركيزات صغيرة في محلول مائي مبرد. ومن الناحية العملية، يتم الحصول عليه عن طريق عمل حمض الكبريتيك على محلول ملحي (غالبًا NaN0 2) عند تبريده إلى درجة حرارة 0 درجة مئوية تقريبًا. عند محاولة زيادة تركيز حمض النيتروز، يتم إطلاق سائل أزرق - أكسيد النيتريك (III) - من المحلول إلى قاع الوعاء. مع زيادة درجة الحرارة، يتحلل حمض النيتروز ولكن التفاعل

يتفاعل أكسيد النيتريك (1N) مع الماء وينتج حمضين (انظر أعلاه). ولكن مع الأخذ في الاعتبار تحلل حمض النيتروز، فإن التفاعل الكلي لـ N 2 0 4 مع الماء عند تسخينه يكتب على النحو التالي:

أملاح حمض النيتروز (النتريت) مستقرة تمامًا. يمكن الحصول على نتريت البوتاسيوم أو الصوديوم عن طريق إذابة أكسيد النيتريك (1N) في القلويات:

إن تكوين خليط من الأملاح أمر مفهوم تمامًا، لأنه عند التفاعل مع الماء، يشكل N 2 0 4 حمضين. التحييد بالقلويات يمنع تحلل حمض النيتروز غير المستقر ويؤدي إلى تحول في توازن تفاعل N 2 0 4 مع الماء تمامًا إلى اليمين.

يتم الحصول أيضًا على نتريت الفلزات القلوية من التحلل الحراري لنتراتها:

أملاح حمض النيتروز شديدة الذوبان في الماء. ذوبان بعض النتريت مرتفع بشكل استثنائي. على سبيل المثال، عند 25 درجة مئوية يكون معامل ذوبان نتريت البوتاسيوم 314، أي. يذوب 314 جرام من الملح في 100 جرام من الماء. النتريت المعدني القلوي مستقر حرارياً ويذوب دون تحلل.

في البيئة الحمضية، تعمل النتريت كعوامل مؤكسدة قوية إلى حد ما. في الواقع، يُظهر حمض النيتروز الضعيف الناتج خصائص مؤكسدة. يتم تحرير اليود من محاليل اليوديد:

يتم التعرف على اليود من خلال لونه، وأكسيد النيتريك من خلال رائحته المميزة. ينتقل النيتروجين من شركة+3 بوصة شركة +2.

تعمل العوامل المؤكسدة الأقوى من حمض النيتروز على أكسدة النتريت إلى النترات. في بيئة حمضية، يتغير لون محلول برمنجنات البوتاسيوم عند إضافة نتريت الصوديوم:

ينتقل النيتروجين من شركة+3 بوصة شركة+5. وهكذا، فإن حمض النيتروز والنتريت يظهر ازدواجية الأكسدة والاختزال.

النتريت سامة لأنها تؤكسد الحديد (II) الموجود في الهيموجلوبين إلى الحديد (H1) ويفقد الهيموجلوبين قدرته على ربط وحمل الأكسجين في الدم. يؤدي استخدام كميات كبيرة من الأسمدة النيتروجينية إلى تسريع نمو النبات بشكل كبير، ولكنها في نفس الوقت تحتوي على تركيزات عالية من النترات والنتريت. استهلاك الخضار والتوت المزروع بهذه الطريقة (البطيخ، الشمام) يؤدي إلى التسمم.

ضخم أهمية عمليةلديه حمض النيتريك. تجمع خصائصه بين قوة الحمض (التأين الكامل تقريبًا في المحلول المائي)، وخصائص الأكسدة القوية والقدرة على نقل مجموعة النيترو N0 2 + إلى جزيئات أخرى. ويستخدم حمض النيتريك بكميات كبيرة لإنتاج الأسمدة. في هذه الحالة، فهو بمثابة مصدر للنيتروجين اللازم للنباتات. يتم استخدامه لإذابة المعادن والحصول على أملاح عالية الذوبان - النترات.

الاستخدام المهم للغاية لحمض النيتريك هو نترات المواد العضوية للحصول على مجموعة متنوعة من المنتجات العضوية التي تحتوي على مجموعات النيترو. ومن بين مركبات النيترو العضوية توجد مواد طبية، وأصباغ، ومذيبات، المتفجرات. في كل عام، يتجاوز الإنتاج العالمي لحمض النيتريك 30 مليون طن.

في الفترة التي سبقت التطور الصناعي لتخليق الأمونيا وأكسدتها، تم الحصول على حمض النيتريك من النترات، على سبيل المثال من النترات التشيلية NaN0 3. تم تسخين الملح الصخري باستخدام حامض الكبريتيك المركز:

تتكثف أبخرة حمض النيتريك المنطلقة في جهاز الاستقبال المبرد إلى سائل يحتوي على نسبة عالية من HN03.

حاليًا، يتم إنتاج حمض النيتريك باستخدام أشكال مختلفة من الطريقة، حيث تكون المادة الأولية هي أكسيد النيتريك (N). على النحو التالي من النظر في خصائص النيتروجين، يمكن الحصول على أكسيده NO من النيتروجين والأكسجين عند درجات حرارة أعلى من 2000 درجة مئوية. يتطلب الحفاظ على درجة الحرارة المرتفعة هذه الكثير من الطاقة. تم تطبيق هذه الطريقة تقنيًا في عام 1905 في النرويج. يمر الهواء الساخن عبر منطقة احتراق القوس الكهربائي عند درجة حرارة 3000-3500 درجة مئوية. تحتوي الغازات الخارجة من الجهاز على 2-3% فقط من أكسيد النيتروجين (N). وبحلول عام 1925، وصل الإنتاج العالمي من الأسمدة النيتروجينية باستخدام هذه الطريقة إلى 42 ألف طن بالمقاييس الحديثة لإنتاج الأسمدة، وهو عدد قليل جدًا. وفي وقت لاحق، اتبع التوسع في إنتاج حمض النيتريك مسار أكسدة الأمونيا إلى أكسيد النيتروجين (N).

الاحتراق الطبيعي للأمونيا ينتج النيتروجين والماء. ولكن عندما يتم التفاعل عند درجة حرارة أقل باستخدام محفز، فإن أكسدة الأمونيا تنتهي بتكوين NO. إن ظهور أكسيد النيتروجين عند تمرير خليط من الأمونيا والأكسجين عبر شبكة من البلاتين معروف منذ فترة طويلة، ولكن هذا المحفز لا يعطي إنتاجية عالية بما فيه الكفاية من الأكسيد. كان من الممكن استخدام هذه العملية لإنتاج المصانع فقط في القرن العشرين، عندما تم العثور على محفز أكثر فعالية - وهي سبيكة من البلاتين والروديوم. إن معدن الروديوم، الذي أثبت أهميته في إنتاج حمض النيتريك، أندر بنحو 10 مرات من البلاتين. التفاعل مع محفز Pt/Rh في خليط من الأمونيا والأكسجين بتركيبة معينة عند 750 درجة مئوية

لا يعطي أي عائد يصل إلى 98٪. تعتبر هذه العملية أقل ملاءمة من الناحية الديناميكية الحرارية من احتراق الأمونيا إلى نيتروجين وماء (انظر أعلاه)، لكن المحفز يضمن أن ذرات النيتروجين المتبقية بعد فقدان جزيء الأمونيا للهيدروجين تتحد بسرعة مع الأكسجين، مما يمنع تكوين جزيئات N 2.

عندما يتم تبريد خليط يحتوي على أكسيد النيتريك (N) والأكسجين، يتكون أكسيد النيتريك (N0) N0 2. بعد ذلك، يتم استخدام خيارات مختلفة لتحويل N0 2 إلى حمض النيتريك. يتم تحضير حمض النيتريك المخفف عن طريق إذابة NQ 2 في الماء عند درجة حرارة مرتفعة. رد الفعل مذكور أعلاه (ص 75). يتم الحصول على حمض النيتريك بكسر كتلي يصل إلى 98% عن طريق التفاعل في خليط من السائل N 2 0 4 مع الماء في وجود الأكسجين الغازي تحت ضغط مرتفع. في ظل هذه الظروف، يكون لأكسيد النيتروجين (N) الذي يتكون في وقت واحد مع حمض النيتريك وقت ليتأكسد بواسطة الأكسجين إلى NO 2، الذي يتفاعل مباشرة مع الماء. وينتج عن هذا التفاعل الكلي التالي:

يمكن تمثيل السلسلة الكاملة للتفاعلات المتسلسلة لتحويل النيتروجين الجوي إلى حمض النيتريك على النحو التالي:

تستمر تفاعلات أكسيد النيتريك (NI) مع الماء والأكسجين ببطء شديد، ومن المستحيل عمليا تحقيق تحويله الكامل إلى حمض النيتريك. ولذلك، فإن النباتات التي تنتج حمض النيتريك تطلق دائمًا أكاسيد النيتروجين في الغلاف الجوي. يخرج دخان محمر من مدخنة المصنع - "ذيل الثعلب". يرجع لون الدخان إلى وجود NO2 . في منطقة كبيرة حول مصنع كبير، تموت الغابات من أكاسيد النيتروجين. تعتبر أنواع الأشجار الصنوبرية حساسة بشكل خاص لتأثيرات ثاني أكسيد النيتروجين.

حمض النيتريك اللامائي هو سائل عديم اللون بكثافة 1.5 جم/سم 3، يغلي عند 83 درجة مئوية ويتجمد عند -41.6 درجة مئوية إلى مادة شفافة. مادة بلورية. في الهواء، يدخن حمض النيتريك مثل حمض الهيدروكلوريك المركز، لأن بخار الحمض يشكل قطرات من الضباب مع بخار الماء في الهواء. لذلك يسمى حمض النيتريك ذو المحتوى المائي المنخفض تدخين.وهو، كقاعدة عامة، له لون أصفر، لأنه يتحلل تحت تأثير الضوء ليشكل NO 2. نادرا ما يستخدم حمض الدخان.

عادة، يتم إنتاج حمض النيتريك صناعيا في شكل محلول مائي مع جزء كتلة من 65-68٪. ويسمى هذا المحلول حمض النيتريك المركز. المحاليل التي تحتوي على جزء كتلي من HN0 3 أقل من 10٪ - تخفف حمض النيتريك. المحلول ذو الكسر الكتلي 68.4% (الكثافة 1.41 جم/سم3) هو خليط أزيوتروبي، يغلي عند درجة حرارة 122 درجة مئوية. يتميز الخليط الأزيوتروبي بنفس التركيب لكل من السائل والبخار فوقه. لذلك، فإن تقطير الخليط الأزيوتروبي لا يؤدي إلى تغيير في تركيبته. في الحمض المركز، إلى جانب جزيئات HN0 3 العادية، توجد جزيئات منفصلة قليلاً من حمض الأورثونيتريك H 3 N0 4.

حمض النيتريك المركز سلبياتسطح بعض المعادن مثل الحديد والألومنيوم والكروم. عندما تتلامس هذه المعادن مع HN() المركز 3 تفاعل كيميائيلا يعمل. وهذا يعني أنها تتوقف عن التفاعل مع الحمض. يمكن نقل حمض النيتريك في صهاريج فولاذية.

يعتبر كل من حمض النيتريك المدخن والمركز عامل مؤكسد قوي. يشتعل الفحم المشتعل عندما يتلامس مع حمض النيتريك. تشتعل قطرات زيت التربنتين التي تسقط في حمض النيتريك وتشكل لهبًا كبيرًا (الشكل 20.3). يؤدي الحمض المركز إلى أكسدة الكبريت والفوسفور عند تسخينه.

أرز. 20.3.

يُظهر حمض النيتريك الممزوج بحمض الكبريتيك المركز الخصائص الأساسية. من جزيء HN0 3ينفصل أيون الهيدروكسيد ويتشكل أيون النيترويل (النيترونيوم) NOJ:

تركيز التوازن من النيترونيوم صغير، ولكن مثل هذا الخليط ينترات المواد العضوية بمشاركة هذا الأيون. ويترتب على هذا المثال أنه، اعتمادا على طبيعة المذيب، يمكن أن يتغير سلوك المادة بشكل جذري. في الماء HN03 يُظهر خصائص حمض قوي، وفي حمض الكبريتيك يتبين أنه قاعدة.

في المحاليل المائية المخففة، يتأين حمض النيتريك بالكامل تقريبًا.

في المحاليل المركزة لحمض النيتريك، تعمل جزيئات HN03 كعامل مؤكسد، وفي المحاليل المخففة، تعمل أيونات N03 كعامل مؤكسد، مدعومًا ببيئة حمضية. ولذلك يتم اختزال النيتروجين إلى منتجات مختلفة حسب تركيز الحمض وطبيعة المعدن. في البيئة المحايدة، أي في أملاح حمض النيتريك، يصبح أيون NO3 عامل مؤكسد ضعيف، ولكن عند إضافة حمض قوي إلى المحاليل المحايدة من النترات، فإن الأخير يعمل بمثابة حمض النيتريك. وفقا لقوة خصائصه المؤكسدة في البيئة الحمضية فإن أيون NO3 أقوى من H+ وهذا يؤدي إلى النتيجة الطبيعية الهامة التالية.

عندما يعمل حمض النيتريك على المعادن، يتم إطلاق أكاسيد النيتروجين المختلفة بدلاً من الهيدروجين، وفي التفاعلات مع المعادن النشطة، يتم تقليل النيتروجين إلى أيون NH*.

دعونا نتناول أهم الأمثلة على تفاعلات المعادن مع حمض النيتريك. النحاس في التفاعل مع الحمض المخفف يقلل النيتروجين إلى NO (انظر أعلاه)، وفي التفاعل مع الحمض المركز - إلى NO 2:

يتم تخميل الحديد بحمض النيتريك المركز، ومع حمض متوسط ​​التركيز يتأكسد إلى حالة الأكسدة +3:

يتفاعل الألومنيوم مع حمض النيتريك المخفف للغاية دون نشوء غاز، حيث يتم اختزال النيتروجين إلى شركة-3 تشكيل ملح الأمونيوم:

أملاح حامض النيتريك أو النترات معروفة لجميع المعادن. غالبًا ما يستخدم الاسم القديم لبعض النترات - الملح الصخري(نترات الصوديوم، نترات البوتاسيوم). هذه هي عائلة الأملاح الوحيدة التي تذوب فيها جميع الأملاح في الماء. أيون N03 غير ملون. ولذلك، فإن النترات إما أن تكون أملاح عديمة اللون أو تحتوي على لون الكاتيون الموجود في تركيبتها. يتم عزل معظم النترات من المحاليل المائية على شكل هيدرات بلورية. النترات اللامائية هي NH4 ن0 3و نترات الفلزات القلوية، ما عدا LiN0 3*3 ساعات 2 0.

غالبًا ما تستخدم النترات لإجراء تفاعلات التبادل في المحاليل. وتستخدم المعادن القلوية ونترات الكالسيوم والأمونيوم بكميات كبيرة كأسمدة. لعدة قرون، كانت نترات البوتاسيوم ذات أهمية كبيرة في الشؤون العسكرية، لأنها كانت أحد مكونات التركيب المتفجر الوحيد - البارود. تم الحصول عليه بشكل رئيسي من بول الحصان. تحول النيتروجين الموجود في البول بمشاركة البكتيريا في أكوام الملح الصخري الخاصة إلى نترات. وعندما يتبخر السائل الناتج، تتبلور نترات البوتاسيوم أولا. هذا

يوضح المثال مدى محدودية مصادر مركبات النيتروجين قبل التطور الصناعي لتخليق الأمونيا.

يحدث التحلل الحراري للنترات عند درجات حرارة أقل من 500 درجة مئوية. عندما يتم تسخين نترات المعادن النشطة، فإنها تتحول إلى نتريت مع إطلاق الأكسجين (انظر أعلاه). نترات المعادن الأقل نشاطا عند التحلل الحراري تعطي أكسيد المعدن وأكسيد النيتريك (1 U) والأكسجين:

HNO3، حمض قوي أحادي القاعدة يحتوي على الأكسجين. يشكل حمض النيتريك الصلب تعديلين بلوريين مع شبكات أحادية الميل وتقويم العظام.

يمتزج حمض النيتريك مع الماء بأي نسبة. وفي المحاليل المائية، يتفكك بالكامل تقريبًا إلى أيونات.

يتم الحصول عليه عن طريق الأكسدة الحفزية للأمونيا الاصطناعية على محفزات البلاتين والروديوم (طريقة هابر) إلى خليط من أكاسيد النيتروجين (غازات النيتروز)، مع امتصاصها الإضافي بواسطة الماء.

4NH3 + 5O2 (حزب العمال) > 4NO + 6H2O

2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 يختلف تركيز حمض النيتريك الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة، اعتمادًا على التصميم التكنولوجي للعملية، من 45 إلى 58%. كان الكيميائيون أول من حصل على حمض النيتريك عن طريق تسخين خليط من الملح الصخري وكبريتات الحديد:

4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O

تم الحصول على حمض النيتريك النقي لأول مرة بواسطة يوهان رودولف جلوبر عن طريق معالجة النترات بحمض الكبريتيك المركز:

KNO3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO4 + HNO3^

عن طريق مزيد من التقطير ما يسمى "حمض النيتريك المدخن" الذي لا يحتوي فعليًا على ماء.

طلب:

في إنتاج الأسمدة المعدنية.

في الصناعة العسكرية.

في التصوير الفوتوغرافي - تحمض بعض حلول الصبغ؛

في رسومات الحامل - للنقش النماذج المطبوعة(ألواح النقش وأشكال الطباعة الزنكوغرافية وكليشيهات المغنيسيوم).

1. يُظهر حمض النيتريك المخفف جميع خواص الأحماض القوية؛ ويتفكك في المحاليل المائية وفق المخطط التالي:

HNO3 H+ + NO3–،

حمض لا مائي:

2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.

تدريجيا، وخاصة في الضوء أو عند تسخينه، يتحلل حمض النيتريك أثناء التخزين، ويصبح المحلول بني اللون بسبب ثاني أكسيد النيتروجين:

4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2. يتفاعل حمض النيتريك مع جميع المعادن تقريبًا. يشكل حمض النيتريك المخفف مع الفلزات القلوية والقلوية الترابية، وكذلك مع الحديد والزنك، النترات المقابلة أو نترات الأمونيوم أو نصف أكسيد النيتروجين، اعتمادًا على نشاط المعدن، والماء:

4 ملغ + 10HNO3® 4 ملغ (NO3)2 + N2O + 5H2O،

مع المعادن الثقيلة، يشكل الحمض المخفف النترات المقابلة، ويتم إطلاق الماء وأكسيد النيتروجين، وفي حالة التخفيف القوي، يتم إطلاق النيتروجين:

5Fe + 12HNO3(مخفف جدًا)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O،

3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

يشكل حمض النيتريك المركز، عند تفاعله مع الفلزات القلوية والقلوية، النترات المقابلة، ويتم إطلاق نصف أكسيد الماء والنيتروجين:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

يتم تخميل المعادن مثل الحديد والكروم والألمنيوم والذهب والبلاتين والإيريديوم والتنتالوم بواسطة الحمض المركز، أي. يتم تشكيل طبقة من الأكاسيد على سطح المعدن، غير منفذة للحمض. آخر المعادن الثقيلةعند تفاعلها مع حمض النيتريك المركز، فإنها تشكل النترات المقابلة والماء وتطلق أكسيد أو ثاني أكسيد النيتروجين:

3Hg + 8HNO3(بارد)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O،

زئبق + 4HNO3(hor.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O،

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.

3. حمض النيتريك قادر على إذابة الذهب والبلاتين والمعادن النبيلة الأخرى، ولكن في خليط مع حمض الهيدروكلوريك. ويسمى خليطهم بنسبة ثلاثة أحجام من حمض الهيدروكلوريك المركز وحجم واحد من حمض النيتريك المركز "أكوا ريجيا". تأثير الماء الملكي هو أن حمض النيتريك يؤكسد حمض الهيدروكلوريك ليحرر الكلور الذي يتحد مع المعادن:

HNO3 + حمض الهيدروكلوريك ® Cl2 + 2H2O + NOCl،

2NOCl® 2NO + Cl2.

الماء الملكي قادر على إذابة الذهب والبلاتين والروديوم والإيريديوم والتنتالوم، والتي لا تذوب في النيتريك، ناهيك عن حمض الهيدروكلوريك:

Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O،

حمض الهيدروكلوريك + AuCl3® H؛

3Pt + 4HNO3 + 12HCl ® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O،

2HCl + PtCl4® H2.

4. تتأكسد المعادن غير المعدنية أيضًا بحمض النيتريك إلى الأحماض المقابلة ويطلق الحمض المخفف أكسيد النيتريك:

3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO،

يطلق الحمض المركز ثاني أكسيد النيتروجين:

S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O،

حمض النيتريك قادر أيضًا على أكسدة بعض المركبات غير العضوية:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

HNO2 هو حمض أحادي البروتين ضعيف يوجد فقط في المحاليل المائية المخففة، باللون الأزرق الباهت، وفي الطور الغازي. تسمى أملاح حمض النيتروز النتريت أو أحماض النيتروز. النترات أكثر استقرارًا من HNO2، وجميعها سامة.

في الطور الغازي، يوجد جزيء حمض النيتروز المستوي في شكلين، cis وtrans. في درجة حرارة الغرفةالأيزومر العابر هو السائد

الكيمياء. القديسين

في المحاليل المائية هناك توازن:

2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O

عند تسخين المحلول، يتحلل حمض النيتروز، ويطلق NO وNO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.

HNO2 أقوى قليلاً حمض الخليك. النزوح بسهولة من قبل المزيد أحماض قويةمن الأملاح:

H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.

يُظهر حمض النيتروز خصائص مؤكسدة ومختزلة. تحت تأثير عوامل مؤكسدة أقوى (H2O2، KMnO4) يتأكسد إلى HNO3:

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O؛

5HNO2 + 2HMnO4 >2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O؛

HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.

يستخدم حمض النيتروز في ديازوت الأمينات العطرية الأولية وتكوين أملاح الديازونيوم. تستخدم النتريت في التركيب العضوي وفي إنتاج الأصباغ العضوية.

إيصال:

N2O3 + H2O 2HNO2،

NaNO2 + H2SO4 (0 درجة مئوية)® NaHSO4 + HNO2

AgNO2 + HCl ® AgCl + HNO2

خصائص الأملاح

جميع النترات شديدة الذوبان في الماء. مع زيادة درجة الحرارة، تزداد قابلية ذوبانها بشكل كبير. عند تسخينها، تتحلل النترات، وتطلق الأكسجين. تسمى نترات الأمونيوم والقلويات والمعادن الأرضية القلوية بالنترات، على سبيل المثال NaNO3 - نترات الصوديوم (نترات تشيلي)، KNO3 - نترات البوتاسيوم، NH4NO3 - نترات الأمونيوم. يتم إنتاج النترات من خلال عمل حمض النيتريك HNO3 على المعادن والأكاسيد والهيدروكسيدات والأملاح. تقريبا جميع النترات قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء.

النترات مستقرة في درجات الحرارة العادية. وعادة ما تذوب عند درجات حرارة منخفضة نسبيا (200-600 درجة مئوية)، وغالبا مع التحلل.

تتحلل نترات الفلزات القلوية إلى النتريت مع إطلاق الأكسجين (ومع التسخين لفترة طويلة تتحلل تدريجيًا إلى أكسيد فلز ونيتروجين جزيئي وأكسجين، ولهذا السبب فهي عوامل مؤكسدة جيدة).

تتحلل النترات المعدنية متوسطة النشاط عند تسخينها إلى أكاسيد فلزية، مما يؤدي إلى إطلاق ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين.

تتحلل نترات المعادن الأقل نشاطًا (المعادن النبيلة) بشكل أساسي إلى معادن حرة مع إطلاق ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين.

النترات هي عوامل مؤكسدة قوية جدًا الحالة الصلبة(عادةً ما تكون على شكل ذوبان)، لكن لا يوجد بها عمليًا خصائص الأكسدةفي المحلول، على عكس حمض النيتريك.

النتريت هو ملح حمض النيتروز HNO2. النتريت أقل استقرارًا حرارياً من النترات. يتم استخدامها في إنتاج أصباغ الآزو وفي الطب.