Азотная кислота – формула, свойства, способы получения

Азотная кислота

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.

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

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

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

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

Реакции с неметаллами

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

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.

С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.

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.

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 + HNO3(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.

Соли азотной кислоты – нитраты NO3

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

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

Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

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

    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).

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

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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.

Азотная кислота: получение и химические свойства

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:

Читайте также:
Оксид углерода структурная формула и степени окисления, влияние

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:

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

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

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

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

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.

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

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

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

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

Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

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

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:

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:

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

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

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

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

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

Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная Разбавленная
с Fe, Al, Cr с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) с щелочными и щелочноземельными металлами с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т образуется NO2 образуется N2O образуется NO образуется N2

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:

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.

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная 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.

Читайте также:
Парциальное давление определение, формулы и закон , обозначение

Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

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:

При нагревании до серной кислоты:

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

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 – формула, свойства, способы получения

Ключевые слова конспекта: азотная кислота, строение молекулы, физические и химические свойства, получение, применение азотной кислоты.

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ И
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Высшим гидроксидом азота является азотная кислота HNO3. Азотная кислота – вещество молекулярного строения. В молекуле HNO3 химические связи ковалентные полярные. Графическая формула азотной кислоты:

В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, а его валентность – IV. Азот не может быть пятивалентным, так как на втором энергетическом уровне нет вакантных орбиталей, необходимых в этом случае для возбуждения атома. Одна из электронных пар атома азота принадлежит одновременно трём атомам: двум атомам кислорода и атому азота – трёхцентровая связь.

При обычных условиях азотная кислота – бесцветная жидкость, примерно в 1,5 раза тяжелее воды, летуча, «дымит» на воздухе, смешивается с водой в любых соотношениях. Часто концентрированный раствор азотной кислоты окрашен в жёлтый цвет, который придаёт раствору оксид азота (IV) NO2, выделяющийся вследствие частичного разложения HNO3.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Азотная кислота является сильной одноосновной кислотой, в водном растворе диссоциирует на ионы:

Ион Н3O + можно обнаружить в растворе с помощью индикатора: лакмус меняет цвет с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на красный.

Азотная кислота проявляет общие свойства кислот. Она реагирует:

  • а) со щелочами (реакция нейтрализации):

КОН + HNO3 = KNO3 + H2O
OH – + Н + = H2O

  • б) с нерастворимыми в воде основаниями:

Mn(OH)2 + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2Н + = Mg 2+ + 2H2O

  • в) с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2Н + = Zn 2+ + 2H2O

  • г) с основными и амфотерными оксидами:

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
CuO + 2Н + = Cu 2+ + H2O

  • д) с солями слабых и летучих кислот:

КO3 + 2HNO3 = 2KNO3 + CO2↑ + H2O
СО3 2– + 2Н + = CO2↑ + H2O

В то же время в молекуле азотной кислоты содержится атом азота в высшей степени окисления, что обусловливает специфические свойства азотной кислоты.

  1. Реакция с металлами. Азотная кислота взаимодействует со многими металлами, окисляя их не за счёт Н + , а за счёт азота в высшей степени окисления (+5). В результате таких реакций водород не образуется. Продуктами реакции являются нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. Реакция идёт по схеме:

где Me – металл.

В ходе реакции обычно образуется смесь продуктов восстановления азота, и, как правило, один из них преобладает. Глубину восстановления азота иллюстрирует схема:

Восстановление азота до NO2 является менее глубоким по сравнению с восстановлением до NO и т. д.

Глубина восстановления азота зависит:

  • от природы металла (от восстановительной способности металла; чем левее положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов, тем глубже восстановление азота);
  • от концентрации азотной кислоты (в более концентрированных растворах происходит менее глубокое восстановление азота);
  • от температуры (понижение температуры способствует более глубокому восстановлению);
  • от чистоты азотной кислоты.

С азотной кислотой не реагируют:

  • а) благородные металлы Au, Ru, Rh, Os, Ir, Pt вследствие слишком малой их восстановительной способности;
  • б) некоторые металлы (Al, Сг, Fe) не реагируют с концентрированной (> 68%) азотной кислотой вследствие образования на поверхности металла плотной защитной оксидной плёнки – эти металлы пассивируются. Тем не менее при нагревании может происходить реакция окисления данных металлов.
Читайте также:
Кремний - валентность, формула, степень окисления, характеристика

Чтобы определить, какой из продуктов восстановления азота преобладает, при записи уравнения реакции можно ориентироваться данными таблицы.

Ещё раз обратим внимание, что в ходе реакции образуется смесь продуктов восстановления и преобладание того или иного продукта зависит от многих факторов.

Классическими примерами взаимодействия азотной кислоты с металлами является растворение меди в азотной кислоте:

  1. Реакции с неметаллами. Азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства. Например, концентрированная азотная кислота реагирует с углём, фосфором, йодом. В результате восстановления образуются NO или NO2:

  1. Реакции со сложными веществами-восстановителями. Концентрированная азотная кислота является сильным окислителем, вступает в реакции с различными веществами, обладающими восстановительными способностями.
  2. Разложение при нагревании. При хранении, на свету или при нагревании концентрированная азотная кислота разлагается:

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

В лаборатории чистую азотную кислоту получают нагреванием кристаллической натриевой или калиевой селитры (KNO3, NaNO3) с концентрированной серной кислотой:

Образующиеся пары HNO3 конденсируют и собирают полученный продукт.

В основе промышленного получения азотной кислоты находится цепь синтезов:

Сырьём является азот, получаемый разделением жидкого воздуха на фракции. Сначала осуществляется синтез аммиака:

Аммиак окисляют кислородом на платиновом катализаторе:

Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха:

В заключение проводят поглощение диоксида азота водой в присутствии избытка кислорода:

Азотная кислота является одной из важнейших неорганических кислот. Её мировое производство достигает десятков миллионов тонн в год. Азотная кислота применяется для производства минеральных удобрений, нитрования органических веществ во многих органических синтезах (чаще всего для синтеза взрывчатых веществ, красителей и лекарств). Примерами органических продуктов нитрования являются нитробензол (требуется для синтеза анилина), тринитротолуол (тротил, тол), тринитроглицерин (для получения динамита), тринитрофенол (пикриновая кислота – взрывчатое вещество), тринитроцеллюлоза и т. д. Азотная кислота используется для травления металлов.

Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

Конспект урока «Азотная кислота: строение, свойства, получение, применение».

Азотная кислота [HNO3]: структура Льюиса / свойства / применение

Азотная кислота – это сильная одноосновная кислота с pH около 3,01. Это “липкая” молекула, которая легко впитывается в поверхность, особенно если на поверхности есть вода. По физическому состоянию чистая азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость, но более старые образцы часто приобретают желтоватый оттенок из-за разложения на оксиды азота и воду.

Химическая формула азотной кислоты – HNO3, она также известна как aqua fortis, что в переводе с латинского означает «Сильная вода».

Это очень агрессивное и токсичное вещество, которое может вызвать серьезные повреждения кожи при использовании без мер предосторожности. Кислота вступает в реакцию с оксидами, гидроксидами и металлами, такими как серебро, медь и железо, образуя нитратные соли.

Обычно азотная кислота, доступная в магазинах, представляет собой 68-процентный водный раствор. Когда ее концентрация (в воде) превышает 86 процентов, она называется дымящейся азотной кислотой. Она хранится в плотно закрытой емкости в сухом, прохладном и хорошо проветриваемом помещении.

Ниже мы рассмотрим, как производится эта кислота, как она выглядит в молекулярном масштабе, каковы ее химические и физические свойства и где она в основном используется.

Азотная кислота HNO3 свойства

Молярная масса: 63,012 г / моль
Внешний вид: Бесцветная или дымящаяся жидкость желто-красного цвета
Запах: неприятно горький или острый, удушающий

Основание конъюгата: Нитратная
Показатель кислотности (pKa): -1,4

Температура плавления: 231 K или -42 °C.
Температура кипения: 356 K или 83 °C (чистой кислоты).
Плотность: 1,51 г/ см3 (чистая кислота); 1,41 г/ см3 (68% водный раствор)

Структура

HNO3 имеет один атом азота (синий), один атом водорода (белый) и три атома кислорода (красный). Атом азота связан со всеми тремя атомами кислорода и несет заряд +1. Один атом кислорода несет заряд -1, один связан с водородом, а другой образует двойную связь с азотом.

Поскольку кислород имеет большую тенденцию притягивать к себе общие электроны, чем азот, он несет отрицательный заряд, а атом азота несет положительный заряд.

Структура Льюиса

Чтобы нарисовать льюисовскую структуру азотной кислоты, нам нужно подсчитать общее количество валентных электронов в молекуле HNO3.

  • Валентный электрон в одном атоме азота = 5
  • Валентный электрон в одном атоме водорода = 1
  • Валентный электрон в трех атомах кислорода = 18 (6*3)
Читайте также:
Альдегиды - что это, применение, свойства, формула

Это дает нам общее количество валентных электронов (5 + 1 + 18) в одной молекуле HNO3. Поскольку у азота больше валентных электронов, чем у кислорода, мы можем поместить атом азота в центр структуры.

Следующим шагом является формирование связи и маркировка одиночной пары на атомах. Затем идет заряд каждого атома: атом азота получит заряд +2, а два атома кислорода – заряд -1.

Наконец, нам нужно минимизировать заряды на атомах, чтобы сделать структуру стабильной. Это может быть сделано путем преобразования одинокой пары на одном атоме кислорода в связь. Конечная структура состоит из двух одиночных связей между атомом азота и двумя атомами кислорода, а также двойной связи между атомом азота и оставшимся атомом кислорода.

Есть два правильных способа нарисовать структуру Льюиса HNO3. Таким образом, он имеет две основные формы резонанса. Двунаправленная стрелка на изображении выше указывает на то, что существует более одного способа нарисовать структуру азотной кислоты.

Как она производится?

Для производства HNO3 используются два метода. Первый использует окисление, конденсацию и абсорбцию для синтеза слабой HNO3 с концентрациями от 30 до 70 процентов. Второй метод производит сильную HNO3 (с концентрацией 90 процентов) из слабой HNO3 путем объединения процессов обезвоживания, отбеливания, конденсации и абсорбции.

Производство слабой азотной кислоты

Большая часть азотной кислоты образуется в результате высокотемпературного каталитического окисления аммиака. Это называется процессом Оствальда. Он состоит из трех этапов:

1) Окисление аммиака

Смесь аммиака и воздуха (1:9) окисляется до высокой температуры (750-800 ℃) при прохождении через каталитический преобразователь. Катализатор обычно изготавливается из 90% платины и 10% родиевой сетки. Эта (экзотермическая) реакция приводит к образованию оксида азота и воды в виде пара.

2) Окисление оксида азота

Окись азота, образовавшаяся в предыдущей реакции, окисляется: она некаталитически реагирует с остаточным кислородом с образованием диоксида азота. Это медленная, однородная реакция, которая сильно зависит от давления и температуры. При высоком давлении и низких температурах эта реакция приводит к образованию максимального количества диоксида азота за очень короткое время.

3) Поглощение

В конечной реакции оксид азота поглощается водой. Это дает желаемый продукт (азотную кислоту в разбавленной форме) вместе с оксидом азота. Концентрация HNO 3 зависит от давления, температуры, количества стадий абсорбции, а также от концентрации оксидов азота, поступающих в абсорбер.

Производство сильной азотной кислоты

Высокопрочная HNO 3 получается путем концентрирования слабой HNO 3 экстрактивной дистилляцией. Дистилляция проводится в присутствии дегидратирующего агента, например 60% серной кислоты.

Блок – схема высокопрочного HNO 3 производств

Процесс протекает следующим образом: сильная серная кислота и слабая азотная кислота попадают в насадочную дегидратирующую колонну при атмосферном давлении. Концентрированная HNO 3 выходит из верхней части колонны в виде 99% пара. Он также состоит из небольшого количества кислорода и оксида азота от диссоциации азотной кислоты.

Кислота проходит через отбеливатель и попадает в систему конденсатора, который отделяет ее от оксида азота и кислорода. Абсорбционная колонна забирает эти побочные продукты и объединяет оксид азота со вспомогательным воздухом для получения диоксида азота. Этот газообразный диоксид азота затем рекуперируется в виде слабой HNO 3, а небольшие непрореагировавшие и инертные газы выбрасываются в атмосферу.

Производство в лаборатории

В лаборатории HNO 3 обычно синтезируется путем термического разложения нитрата меди. Это дает оксид меди, диоксид азота и кислород. Последние два пропускаются через воду для получения азотной кислоты.

А затем реализовать процесс Оствальда

В последние пару десятилетий исследователи разработали электрохимические средства для получения безводной кислоты из концентрированного HNO 3. Этот процесс осуществляется путем регулирования тока электролиза до тех пор, пока не будут получены необходимые продукты.

Свойства

68% раствор HNO 3 имеет температуру кипения 120,5 °C при давлении 1 атм. С другой стороны, чистая HNO 3 кипит при 83 °C. При комнатной температуре эта концентрированная форма выглядит как бесцветная жидкость.

Читайте также:
Серная кислота - формула, свойства, способы получения и применения

Поскольку азотная кислота имеет свойство разлагаться на открытом воздухе, ее хранят в стеклянных бутылках.

Оксиды азота, образующиеся в результате реакции разложения, полностью или частично растворяются в кислоте, вызывая незначительные изменения давления пара над жидкостью. Когда он остается растворенным, он дает кислотно-желтый цвет или красный при более высоких температурах.

Концентрированная азотная кислота выделяет белые пары при контакте с воздухом, в то время как кислота, растворенная в диоксиде азота, образует красновато-коричневые пары.

По концентрации сильную HNO 3 можно разделить на две группы: красная и белая дымящаяся азотная кислота. Первый содержит 84% азотной кислоты, 13% тетроксида диазота и 1-2% воды. Напротив, белая дымящаяся азотная кислота содержит не более 2% воды и очень небольшое количество растворенного диоксида азота (0,5%).

HNO3 с растворенным оксидом азота

Среди нескольких важных реакций HNO3 можно выделить следующие –

  • Нейтрализация аммиаком с образованием нитрата аммония.
  • Нитрование толуола и глицерина с образованием взрывчатого тринитротолуола (TNT) и нитроглицерина соответственно.
  • Окисление металлов до соответствующих нитратов или оксидов.
  • Приготовление нитроцеллюлозы.

А так как это сильный окислитель, то он бурно реагирует с различными неметаллическими веществами. Продукты таких взрывных реакций зависят от температуры, концентрации кислоты и используемого восстановителя.

Области применения

Химические и физические свойства азотной кислоты делают ее ценным веществом. Она имеет несколько различных применений в различных областях, особенно в химической и фармацевтической промышленности.

Удобрения: Почти 80% производимой азотной кислоты используется для производства удобрений. Точнее, она используется для производства аммиачной селитры (NH 4 NO 3) и кальций-аммиачной селитры, которые находят применение в качестве удобрений.

Взрывчатые вещества: аммиачная селитра также используется в качестве взрывчатого вещества в горнодобывающей промышленности, гражданском строительстве, карьерах и других областях применения. Примеры взрывчатых веществ, содержащих нитрат аммония, включают ANFO, Amatol и DBX.

Красители и пластмассы: Нитрат кальция и аммония используется в некоторых упаковках со льдом/гелем в качестве альтернативы аммиачной селитре. Она также используется для производства химикатов и растворов, которые используются в производстве красителей и пластмасс.

Ракетное топливо: красная и белая дымящаяся азотная кислота используется в жидкостных ракетах в качестве окислителя. Во время Второй мировой войны немецкие военные использовали дымящуюся красную азотную кислоту в нескольких ракетах.

Деревообработка: Очень слабая HNO3 (с концентрацией 10%) используется для искусственного старения древесины сосны и клена. Придает дереву винтажный вид с масляной отделкой.

Другие применения: слегка концентрированный раствор под названием Nital используется для травления металла, чтобы выявить его структуру на микроуровне. Рефлюксная азотная кислота используется в процессах очистки углеродных нанотрубок. В электрохимии HNO3 используется в качестве химического легирующего агента для органических полупроводников.

Вопросы и ответы

Проводит ли HNO3 электричество?

Как и другие сильные кислоты, азотная кислота является хорошим проводником электричества. Исследования показывают, что обработка материала этой кислотой может улучшить его электропроводность до 200 раз.

Растворяет ли HNO3 золото?

Азотная кислота не реагирует с некоторыми драгоценными металлами, такими как металлы платиновой группы и чистое золото. Однако она может растворять некоторые сплавы золота, содержащие менее благородные металлы, такие как серебро и медь. Цветное золото, например, растворяется в азотной кислоте и меняет цвет своей поверхности.

Хотя чистое золото не проявляет никакого эффекта при контакте с азотной кислотой, оно реагирует с царской водкой, смесью азотной и соляной кислот, оптимально в молярном соотношении 1:3. Некоторые ювелирные магазины используют азотную кислоту как дешевое средство для быстрого обнаружения сплавов с низким содержанием золота (менее 14 карат).

Как нейтрализуется HNO 3?

При более высоких концентрациях выделение азотной кислоты может быть весьма значительным, и поэтому необходима хорошая вентиляция. Ее можно нейтрализовать любым неорганическим основанием, например, гидроксидом натрия или известью.

Такие реакции нейтрализации выделяют много тепла. Например, нейтрализация 10% раствора азотной кислоты приведет к повышению температуры на 20 °C, а нейтрализация 70% раствора приведет к повышению температуры на 120 °C, что достаточно для того, чтобы вызвать паровые взрывы.

Азотная кислота – строение, характеристика и основные свойства

Общие сведения

В структурный состав любой кислоты обязательно входит один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Это относится и к веществу HNO3, название которого — азотная кислота (АК).

Читайте также:
Аллотропные модификации - формы, причины видоизменения

Такое неорганическое (минеральное) соединение в свободном виде не существует в природе, но может образовываться в атмосфере во время грозы. Под действием энергии, выделяемой при вспышке молний, атмосферный азот сначала вступает в реакцию с кислородом и окисляется до диоксида азота, или так называемого бурого газа — NO2. АК образуется в результате химического взаимодействия атмосферной влаги и бурого газа. Кислотный дождь при этом на землю не прольется, так как HNO3 получается такое малое количество, которое не может нанести вред ни экологии, ни живым организмам.

Это вещество было получено достаточно давно, одно из первых упоминаний о нем — записи VIII века арабского алхимика Гебера. С XVII века его начали синтезировать в больших количествах и до недавнего времени (середина XX века) называли крепкой водкой.

HNO3 представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом, но в таком состоянии ее практически невозможно увидеть — это очень летучее соединение. Другие физические свойства:

  • температура кипения 83 °C, увеличивается с увеличением давления;
  • плотность 1,513 г/см3;
  • температура плавления -41,59 °C;
  • молярная масса 63 г/моль и равна молекулярной массе;
  • в твердом состоянии находится в виде кристаллов белого цвета.

Над поверхностью АК даже при комнатной температуре постоянно образуется сначала оксид, затем окисляющийся до диоксида азота. Визуально эти реакции заметны в виде вьющегося над кислотой дымка. Это явление характерно для концентрированной кислоты, получившей название дымной. Когда массовая доля HNO3 0,85—0,95, цвет дымка белый, выше 0,96 — красный.

Характерные химические свойства

АК является сильной кислотой с высокими окислительными и электролитическими свойствами. По своему составу относится к кислородосодержащим, а по числу атомов водорода, которые могут быть замещены на металл — к одноосновным кислотам. Атом азота в ее составе имеет степень окисления +5 и проявляет валентность IV. Это вещество очень хорошо взаимодействует с водой, АК можно растворить в ней до любой концентрации, при этом происходит диссоциация молекул HNO3 на анионы H и катионы NO3.

При нагревании быстро распадается на диоксид азота, воду и свободный кислород. Из-за этого свойства соединение невозможно довести до кипения при обычном давлении — перегонка возможна только при пониженном. При попадании солнечного света происходит разложение на H2O и NO2, который окрашивает АК в желтоватый, иногда красный цвет. Растворы АК можно нейтрализовать щелочами или гидратом аммиака. Сильную кислотность подтверждает реакция индикаторов — они меняют свой цвет на красный.

HNO3 соответствует типичным для сильных кислот свойствам:

  • Вступает в реакции с оксидами — основными и амфотерными, при этом образуется нитрат и вода. Например, при взаимодействии с оксидом меди CuO получается нитрат меди Cu (NO3)2.
  • Взаимодействует с основаниями и амфотерными гидроксидами, вступая в реакцию нейтрализации, при этом образуется нитрат и вода. Например, продуктом реакции АК и гашеной извести Ca (OH)2 является нитрат кальция Ca (NO3)2 и вода.
  • Реагирует с солями, замещая кислотные остатки слабых солей. При этом всегда образуется нитрат, а второе вещество зависит от состава соли.

При взаимодействии АК с солями угольной кислоты получаются нитрат, вода и оксид углерода (IV), а при ее реакции с солями кремниевой кислоты получается нитрат и кремниевая кислота.

Специфические реакции

Появление особых свойств АК обусловлено тем, что результат химических взаимодействий с ней может быть разным, даже если она вступает в реакцию с одним и тем же веществом, т. е. ее окислительные свойства зависят от концентрации. Окислителем в химических процессах с АК никогда не бывает водород, только азот.

АК любой концентрации является восстановителем, при этом азот восстанавливается до глубины, которая зависит от концентрации АК и природы вещества-восстановителя.

Если на металл, стоящий в ряду напряжений правее водорода, воздействовать концентрированной АК, азот восстановится до диоксида NO2, а в реакции с разбавленной — до оксида NO.

Читайте также:
Сплавы алюминия классификация и характеристика, свойства, названия

В реакциях с металлами из той части ряда напряжений, что находится левее водорода, концентрация АК очень сильно влияет на степень восстановления азота и преобладании в продуктах реакции тех или иных его соединений. Например:

  • результатом реакции Zn с HNO3, разбавленной до 3%, кроме нитрата цинка и воды, будет нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3;
  • для 10% — азот в газообразном состоянии;
  • для 20% — закись азота N2O;
  • для 30% — оксид, а для 60% — диоксид.

Можно сделать вывод о такой зависимости: чем сильнее разбавлена кислота, а металл активней, тем глубже восстанавливается азот, но не до оксида с кислотными свойствами. Формула ангидрида азотной кислоты — N2O5.

АК любой концентрации не взаимодействует с платиной, золотом и некоторыми другими металлами, расположенными в том же ряду таблицы Менделеева, что и золото. Однако смесь трех частей хлорида водорода (соляной кислоты) и одной части АК, так называемая царская водка, растворяет большинство металлов, в том числе и благородные. При производстве серной кислоты H2SO4 используется смесь H2SO4 с HNO3: она называется меланж.

Холодная АК высокой концентрации пассирует алюминий, железо и хром, т. е. окисляет поверхностный слой металла, образуя на нем защитную пленку, поэтому концентрированную АК можно транспортировать в железных или алюминиевых емкостях.

Реакции Fe с разбавленной HNO3 происходят так же, как с другими металлами, продуктами их могут быть как разные варианты восстановления N, так и разнообразные продукты окисления Fe. Взаимодействие Al с разбавленной HNO3 происходит аналогично.

Взаимодействие с органическими веществами

С АК вступают в реакцию только при нагревании такие классы углеводородов, как парафины (алканы) и ароматические углеводороды (арены), причем азотная кислота для них выступает не только как окислитель, но и как нитрирующий элемент. Очень хорошо такая реакция протекает с разбавленной АК при повышенной температуре и давлении. Ее называют реакцией нитрирования. В результате такого взаимодействия, например, с этаном, получается только нитроэтан, а при нитрировании пропана — смесь нескольких нитропарафинов.

С белками АК вступает в ксанопротеиновую реакцию. Именно из-за нее на коже при соприкосновении с АК появляются желтые пятна. Так происходит потому, что эта кислота имеет свойство окрашивать белки, в составе которых есть ароматические аминокислоты, в желто-оранжевый цвет. Появлением окрашивания можно определять наличие аминокислот в белке, проведя специальный опыт.

Соли азотной кислоты

Соли АК называются нитратами и чаще всего представляют собой кристаллические вещества белого цвета. Если взять и растворить в азотной кислоте некоторые металлы, например, щелочные или щёлочно-земельные, то получится нитрат этого металла. Также нитраты можно получить из оксидов (Cu2O, K2O) или солей слабых кислот, например, угольной H2CO3. Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами:

  • KNO3 — индийская селитра;
  • NаNО3 — чилийская селитра;
  • Са (NО3)2 — норвежская селитра;
  • NH4NO3 — аммиачная селитра, ее месторождений в природе нет.

Нитраты щелочных и щёлочно-земельных металлов, кроме лития, разлагаются до нитритов, например: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2а, где NaNO2 — нитрит натрия или соль азотистой кислоты.

В твердом виде все нитраты входят в состав пиротехнических смесей, например, черный порох: 2KNO3 + S + 3C = 3CO2 + N2 + K2S.

Получение и применение

АК является одним из самых важных соединений для химической промышленности. Объемы ее производства уступают только серной кислоте. Большая ее часть, около 40%, используется в производстве минеральных удобрений. Остальные запасы находят применение в самых разных отраслях:

  • в пищевой промышленности;
  • при производстве синтетических красителей и нитролаков;
  • взрывчатых веществ;
  • лекарственных веществ;
  • пластмасс;
  • антикоррозийных покрытий.

Производят АК на специализированных химических предприятиях. В основу технологического процесса положен метод получения смеси оксидов азота при каталитическом окислении аммиака и дальнейшем поглощении водой. Катализаторы на производстве применяются платино-родиевые.

При работе с АК нужно проявлять большую осторожность и пользоваться защитными средствами, так как она ядовита и представляет опасность для здоровья человека при попадании на кожу или слизистые оболочки.

Азотная кислота — строение и химические свойства

Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде.
tкип. = 83ºC.. При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2.

Читайте также:
Типы кристаллических решёток таблица с примерами атомной, ионной

Азотная кислота ядовита.

В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с основными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует с Au, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. Не разрушает диоксид кремния. Смесь концентрированных HNO3 и HCl («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO3), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF.

Mr = 63, 01; d = 1, 503 (25) ; tпл = -41, 6 o C; tкип +82,6 o C (разл.).

Химические свойства азотной кислоты

1. Типичные свойства кислот:

1) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

2) С основаниями, амфотерными гидроксидами:

3) Вытесняет слабые кислоты из их солей:

2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя

1) Взаимодействие азотной кислоты с металлами
В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода. Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже. Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты.


4 HN +5 O3(конц.) + Cu 0 = Cu +2 (NO3)2 + 2 N +4 O2 + 2 H2O

N +5 + 1e → N +4 2 окислитель, пр-с восстановления

Cu 0 – 2e → Cu +2 1 восстановитель, пр-с окисления

N +5 + 3e → N +2 2 окислитель, пр-с восстановления

Cu 0 – 2e → Cu +2 3 восстановитель, пр-с окисления

2) Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с неметаллами:

3) Азотная кислота окисляет сложные вещества:

4) Ксантопротеиновая реакция:
Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – «ксантопротеиновая реакция»).
Реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляют концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака (в щелочной среде) окраска переходит в оранжевую. Появление окрашивания свидетельствует о наличии ароматических аминокислот в составе белка.

5) Окислительные свойства «царской водки»:

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:

Характеристика азотной кислоты, что входит в состав

Азотная кислота — что из себя представляет

Азотная кислота H N O 3 —является сильной одноосновной кислотой-окислителем.

Соединение хорошо растворимо в воде. Концентрированный раствор дымит на воздухе. При обычных условиях вещество не имеет цвета.

Азот в соединении обладает валентностью, равной IV, по причине отсутствия валентности V у азота. Степень окисления азота при этом равна +5. Такая ситуация объясняется образованием атомом азота трех обменных связей и одной донорно-акцепторной. Атом азота играет роль донора электронной пары. В связи с этим, молекула азотной кислоты обладает строением, которое можно описать резонансными структурами:

Если нарисовать дополнительные связи, соединяющие азот и кислород, пунктирной линией, то она будет обозначать делокализованные электроны. Таким образом, формула примет вид:

Физические и химические свойства

Водные растворы H N O 3 :

  • «дымящая азотная кислота» обладает массовой долей 0,95 — 0,98;
  • концентрированная азотная кислота характеризуется массовой долей 0,6 — 0,7.

В водной среде образуется азеотропная смесь. В процессе кристаллизации азотной кислоты из водных растворов формируются кристаллогидраты:

  • моногидрат H N O 3 · H 2 O с температурой плавления −37,62 °C;
  • тригидрат H N O 3 · 3 H 2 O с температурой плавления −18,47 °C.

Азотная кислота в твердом агрегатном состоянии способна образовывать следующие кристаллические модификации:

  • моноклинная сингония;
  • ромбическая.

Формула

Водные растворы азотной кислоты обладают определенной плотностью, которая является функцией ее концентрации и определяется с помощью уравнения:

d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 – 0 , 359 c 3 , d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 – 0 , 359 c 3 ,

где d — плотность в г / с м 3 , c — массовая доля кислоты.

Читайте также:
Аминокислоты - формула, строение, свойства, применение, виды

В том случае, когда требуется описать изменение плотности при концентрации азотной кислоты выше 97%, точность расчетов по данной формуле значительно снижается.

Физические свойства азотной кислоты:

  • жидкое агрегатное состояние при нормальных условиях;
  • малярная масса 63 , 012 г / м о л ь ;
  • плотность 1 , 513 г / с м 3 ;
  • температура плавления − 41 , 59 ° C ;
  • температура кипения 82 , 6 ° C .

Высококонцентрированная H N O 3 в большинстве случаев обладает бурой окраской. Цвет обусловлен процессом разложения, который протекает на свету:

4 H N O 3 ⟶ 4 N O 2 ↑ + 2 H 2 O + O 2 ↑

В процессе повышения температуры вещество распадается аналогично записанному уравнению. Исключить разложение при перегонке азотной кислоты можно, если создать среду с пониженным давлением. Частичное разложение азотной кислоты происходит в процессе кипения или под действием света.

H N O 3 , являясь сильной одноосновной кислотой, вступает в химические реакции с основными и амфотерными оксидами:

C u O + 2 H N O 3 ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Z n O + 2 H N O 3 ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Азотная кислота взаимодействует с основаниями:

K O H + H N O 3 ⟶ K N O 3 + H 2 O

Азотная кислота способна вытеснять слабые кислоты из их солей:

C a C O 3 + 2 H N O 3 ⟶ C a ( N O 3 ) 2 + H 2 O + C O 2 ↑

При любой концентрации азотная кислота играет роль кислоты-окислителя. В процессе происходит восстановление азота до степени окисления от +5 до −3. То, насколько глубоко протекает восстановление, определяется по большей степени природой восстановителя и концентрацией азотной кислоты.

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте. Другие металлы вступают в химические реакции с азотной кислотой. Ход такого взаимодействия зависит от концентрации кислоты. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется.

Являясь кислотой-окислителем, H N O 3 вступает в химические реакции с металлами, которые расположены в ряду напряжений правее водорода. В случае концентрированной азотной кислоты уравнение реакции примет вид:

C u + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

В том случае, когда в данной реакции участвует разбавленная кислота, процесс будет реализован по следующей схеме:

3 C u + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O

Азотная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода:

Z n + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

3 Z n + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O

4 Z n + 10 H N O 3 ( 20 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 O ↑ + 5 H 2 O

5 Z n + 12 H N O 3 ( 10 % ) ⟶ 5 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 ↑ + 6 H 2 O

4 Z n + 10 H N O 3 ( 3 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O

Записанные уравнения основаны лишь на доминирующем продукте реакции. Это объясняется тем, что при созданных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций. В качестве примера можно привести процесс химического взаимодействия цинка и азотной кислоты с массовой долей в растворе 30%. Продукты такой реакции содержат больше всего N O , в меньших количествах будут содержаться N O 2 , N 2 O , N 2 и N H 4 N O 3 .

Общую закономерность, которую можно наблюдать в процессе взаимодействия азотной кислоты с металлами, формулируют следующим образом: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ увеличение активности металла

Некоторые из металлов, в том числе, железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий, вступают в химические реакции с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и сохраняют стабильность при ее воздействии. Азотная кислота в любой концентрации не вступает в химическое взаимодействие с такими металлами, как золото и платина. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются.

Разбавленная азотная кислота вступает в реакцию с железом. В результате образуются продукты восстановления азота и окисления железа:

F e + 4 H N O 3 ( 25 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + N O ↑ + 2 H 2 O

4 F e + 10 H N O 3 ( 2 % ) ⟶ 4 F e ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O

Азотная кислота способна окислять неметаллы. В результате в большинстве случаев происходит восстановление азота до N O или N O 2 :

S + 6 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 6 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

S + 2 H N O 3 ( 40 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 2 N O ↑

P + 5 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 3 P O 4 + 5 N O 2 ↑ + H 2 O

3 P + 5 H N O 3 ( 30 % ) + 2 H 2 O ⟶ 3 H 3 P O 4 + 5 N O ↑

Азотная кислота обладает свойством окислять сложные вещества:

F e S + 4 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + S + N O ↑ + 2 H 2 O

Определенные органические соединения, к примеру, амины и скипидар, могут самовозгораться в процессе реакции с концентрированной азотной кислотой.

Смесь, в которую входят азотная и серная кислоты, называют «меланж». Азотная кислота активно применяется в производстве нитросоединений.

В том случае, когда смешивают три объема соляной кислоты и один объем азотной кислоты, получается смесь под названием «царская водка». Этот продукт способен растворять большинство металлов, включая золото и платину. Свойства такого сильного окислителя объясняются формированием атомарного хлора и хлорида нитрозила:

3 H C l + H N O 3 → 150 o C N O C l + C l 2 ↑ + 2 H 2 O

Химические реакции концентрированных азотной и соляной кислот с благородными металлами:

A u + H N O 3 + 4 H C l ⟶ H [ A u C l 4 ] + N O ↑ + 2 H 2 O

3 P t + 4 H N O 3 + 18 H C l ⟶ 3 H 2 [ P t C l 6 ] + 4 N O ↑ + 8 H 2 O

Азотная кислота не вступает в химические реакции со стеклом и фторопластом-4.

Читайте также:
Аминокислоты - формула, строение, свойства, применение, виды

Разложение солей азотной кислоты

Азотная кислота относится к типу сильных кислот. Соли кислоты называют нитратами. Данные продукты являются результатом взаимодействия азотной кислоты с металлами или их оксидами и гидроксидами. Каждый нитрат отличается высокой растворимостью в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Нагрев солей азотной кислоты приводит к их необратимому разложению. В результате образуются продукты реакции, состав которых зависит от катиона металла, входящего в состав данной соли.

Образование нитратов металлов, которые расположены в ряду напряжений с левой стороны от магния (за исключением лития):

2 K N O 3 → 450 o C 2 K N O 2 + O 2 ↑

Образование нитратов металлов, которые находятся в ряду напряжений между магнием и медью (и лития):

4 A l ( N O 3 ) 3 → 180 o C 2 A l 2 O 3 + 12 N O 2 ↑ + 3 O 2 ↑

Реакция нитратов металлов, находящихся в ряду напряжений с правой стороны от меди:

2 A g N O 3 → 400 o C 2 A g + 2 N O 2 ↑ + O 2 ↑

Реакция нитрата аммония:

N H 4 N O 3 → 240 o C N 2 O ↑ + 2 H 2 O

Нитраты в воде почти не проявляют окислительных свойств. С другой стороны, при высокой температуре, находясь в твердом агрегатном состоянии представляют собой сильные окислители. В качестве примера можно привести сплавления твердых веществ:

F e + 3 K N O 3 + 2 K O H → 420 o C K 2 F e O 4 + 3 K N O 2 + H 2 O

Цинк и алюминий в присутствии щелочного раствора способны восстанавливать нитраты до N H 3 :

3 K N O 3 + 8 A l + 5 K O H + 18 H 2 O → 3 N H 3 ↑ + 8 K [ A l ( O H ) 4 ]

Соли азотной кислоты в виде нитратов нашли применение в качестве удобрений. Почти все виды данных веществ характеризуются высокой степенью растворимости в водной среде. Это объясняет немногочисленность соединений в виде минералов, представленных в природном мире. В качестве исключения можно выделить чилийскую (натриевую) селитру и индийскую селитру (нитрат калия). Нитраты в большинстве своем синтезированы искусственным путем.

Промышленное производство, применение и действие на организм

Азотная кислота — самый крупнотоннажный продукт химической промышленности.

Современным способом синтеза этого вещества является каталитическое окисление синтетического аммиака с применением платино-родиевых катализаторов (процесс Оствальда) до смеси из оксидов азота (нитрозных газов), которые в дальнейшем поглощаются водой:

4 N H 3 + 5 O 2 → P t / R h 4 N O ↑ + 6 H 2 O

2 N O + O 2 → 2 N O 2 ↑

4 N O 2 + O 2 + 2 H 2 O → 4 H N O 3

Записанные реакции являются экзотермическими. Первый процесс носит необратимый характер, а следующие — обратимы. В том случае, когда азотная кислота получена данным методом, ее концентрация определяется технологическим регламентом процесса и соответствует интервалу от 45% до 58%. С целью получения концентрированной азотной кислоты требуется сместить равновесие в третьей реакции, повышая давление до 50 атмосфер.

Первым в истории химии методом получения азотной кислоты, который открыли алхимики, является нагрев смеси селитры и железного купороса:

4 K N O 3 + 2 F e S O 4 · 7 H 2 O → t o F e 2 O 3 + 2 K 2 S O 4 + 2 H N O 3 ↑ + 2 N O 2 ↑ + 6 H 2 O

Синтез чистой азотной кислоты заключается в воздействии концентрированной серной кислоты на селитру. Данный способ открыл Иоганн Рудольф Глаубер:

K N O 3 + H 2 S O 4 → t o K H S O 4 + H N O 3 ↑

«Дымящую азотную кислоту», которая почти не содержит воду, получают путем дальнейшей дистилляции.

Области применения азотной кислоты:

  1. Выпуск минеральных удобрений.
  2. Военная промышленность. «Дымящую азотную кислоту» используют для производства взрывчатки, окисления ракетного топлива. Разбавленную азотную кислоту применяют в синтезе разных веществ, включая соединения, обладающие отравляющими свойствами.
  3. В некоторых случаях азотную кислоту используют в фотографии. С помощью разбавленного раствора подкисляют определенные тонирующие составы.
  4. Станковая графика. Азотную кислоту применяют для травления печатных форм в виде офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише.
  5. Изготовление красящих составов и лекарственных препаратов, к примеру, нитроглицерина.
  6. Ювелирное дело. С помощью азотной кислоты выявляют наличие золота в сплавах.
  7. Основной органический синтез нитроалканов, анилина, нитроцеллюлозы, тротила и т.д.

Азотная кислота является ядовитым веществом. Степень воздействия соединения на организм отмечена третьим классом опасности. Пары азотной кислоты способны причинить существенный вред, в том числе, раздражение дыхательных путей. Азотная кислота при контакте с кожными покровами оставляет язвы, которые потом достаточно долго заживают.

На коже азотная кислота оставляет желтые следы, что является следствием ксантопротеиновой реакции. В процессе повышения температуры или при воздействии света происходит разложение азотной кислоты. В результате химического процесса образуется высокотоксичный диоксид азота N O 2 в газообразном агрегатном состоянии, имеющий бурую окраску. Максимально допустимая концентрация азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по N O 2 2 м г / м 3 .

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: