Один из наиболее важных продуктов, используемых человеком, - это нитратная кислота. Формула вещества - HNO 3 , оно же обладает и разнообразными физическими и химическими характеристиками, отличающими его от других неорганических кислот. В нашей статье мы изучим свойства азотной кислоты, ознакомимся с методами ее получения, а также рассмотрим сферы применения вещества в различных отраслях промышленности, медицины и сельского хозяйства.
Особенности физических свойств
Полученная в лаборатории азотная кислота, структурная формула которой приведена ниже, представляет собой бесцветную жидкость с неприятным запахом, более тяжелую, чем вода. Она быстро испаряется и имеет невысокую температуру кипения, равную +83 °С. Соединение легко смешивается с водой в любых пропорциях, образуя растворы различной концентрации. Более того, нитратная кислота может поглощать влагу из воздуха, то есть является гигроскопическим веществом. Структурная формула азотной кислоты неоднозначна, и может иметь две формы.
В молекулярном виде нитратная кислота не существует. В водных растворах различной концентрации вещество имеет вид следующих частиц: H 3 O + - ионов гидроксония и анионов кислотного остатка - NO 3 - .
Кислотно-основное взаимодействие
Азотная кислота, являющаяся одной из самых сильных кислот, вступает в реакции замещения, обмена, нейтрализации. Так, с основными оксидами соединение участвует в обменных процессах, в результате которых получается соль и вода. Реакция нейтрализации - основное химическое свойство всех кислот. Продуктами взаимодействия оснований и кислот всегда будут соответствующие соли и вода:
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
Видео по теме
Реакции с металлами
В молекуле азотной кислоты, формула которой HNO 3 , азот проявляет самую высокую степень окисления, равную +5, поэтому вещество обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Как сильная кислота оно способно взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода. Однако она, в отличие от других кислот, может реагировать и с пассивными металлическими элементами, например, с медью или серебром. Реагенты и продукты взаимодействия определяются, как концентрацией самой кислоты, так и активностью металла.
Разбавленная азотная кислота и ее свойства
Если массовая доля HNO 3 составляет 0,4-0,6, то соединение проявляет все свойства сильной кислоты. Например, диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Индикаторы в кислой среде, например, фиолетовый лакмус, в присутствии избытка ионов H + меняет свою окраску на красную. Важнейшая особенность реакций нитратной кислоты с металлами - это невозможность выделения водорода, который окисляется до воды. Вместо него образуются различные соединения - оксиды азота. Например, в процессе взаимодействия серебра с молекулами азотной кислоты, формула которой HNO 3 , обнаруживается монооксид азота, вода и соль - нитрат серебра. Степень окисления азота в сложном анионе снижается, так как происходит присоединение трех электронов.
С активными металлическими элементами, такими, как магний, цинк, кальций, нитратная кислота реагирует с образованием окиси азота, валентность которого наименьшая, она равна 1. Также образуются соль и вода:
4Mg + 10HNO 3 = NH 4 NO 3 + 4Mg(NO 3) 2 + 3H 2 O
Если же азотная кислота, химическая формула которой HNO 3 , очень разбавлена, в этом случае, продукты ее взаимодействия с активными металлами будут различными. Это может быть аммиак, свободный азот или оксид азота (І). Все зависит от внешних факторов, к которым можно отнести степень измельчения металла и температуру реакционной смеси. Например, уравнение ее взаимодействия с цинком будет иметь следующий вид:
Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Концентрированная HNO 3 (96-98%) кислота в реакциях с металлами восстанавливается до диоксида азота, причем, это обычно не зависит от положения металла в ряду Н. Бекетова. Так происходит в большинстве случаев, например, при взаимодействии с серебром.
Запомним исключение из правила: концентрированная азотная кислота в обычных условиях не реагирует с железом, алюминием и хромом, а пассивирует их. Это значит, что на поверхности металлов образуется защитная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему их контакту с молекулами кислоты. Смесь вещества с концентрированной хлоридной кислотой в соотношении 3:1 называется царской водкой. Она имеет способность растворять золото.
Как нитратная кислота реагирует с неметаллами
Сильные окислительные свойства вещества приводят к тому, что в его реакциях с неметаллическими элементами, последние переходят в форму соответствующих кислот. Например, сера окисляется до сульфатной, бор - до борной, а фосфор - до фосфатных кислот. Приведенные ниже уравнения реакций подтверждают это:
S 0 + 2HN V O 3 → H 2 S VI O 4 + 2N II O
Получение азотной кислоты
Наиболее удобный лабораторный способ получения вещества - взаимодействие нитратов с концентрированной сульфатной кислотой. Ее проводят при слабом нагревании, не допуская повышения температуры, так как в этом случае получившийся продукт разлагается.
В промышленности азотную кислоту можно добыть несколькими способами. Например, окислением аммиака, полученным из азота воздуха и водорода. Производство кислоты проходит в несколько стадий. Промежуточными продуктами будут оксиды азота. Вначале образуется монооксид азота NO, затем кислородом воздуха его окисляют до двуокиси азота. Наконец, в реакции с водой и избытком кислорода из NO 2 добывают разбавленную (40-60%) нитратную кислоту. Если ее перегонять с концентрированной сульфатной кислотой, можно повысить массовую долю HNO 3 в растворе до 98.
Вышеописанный метод производства нитратной кислоты, впервые был предложен основателем азотной промышленности в России И. Андреевым еще в начале 20 века.
Применение
Как мы помним, химическая формула азотной кислоты HNO 3 . Какая особенность химических свойств обуславливает ее применение, если нитратная кислота является многотоннажным продуктом химического производства? Это высокая окислительная способность вещества. Его применяют в фармацевтической промышленности для получения лекарственных препаратов. Вещество служит исходным сырьем для синтеза взрывчатых соединений, пластических масс, красителей. Нитратная кислота применяется в военной технике в качестве окислителя для ракетного топлива. Большой ее объем применяют в производстве важнейших видов азотных удобрений - селитр. Они способствуют повышению урожайности важнейших сельскохозяйственных культур и повышают содержание в плодах и зеленой массе белка.
Области применения нитратов
Рассмотрев основные свойства, получение и применение азотной кислоты, остановимся на использовании важнейших ее соединений - солей. Они являются не только минеральными удобрениями, некоторые из них имеют большое значение в военной промышленности. Например, смесь, состоящая из 75% нитрата калия, 15% мелкодисперсного угля и 5% серы называется черным порохом. Из нитрата аммония, а также порошка угля и алюминия получают аммонал - взрывчатое вещество. Интересное свойство солей нитратной кислоты - это их способность разлагаться при нагревании.
Причем, продукты реакции будут зависеть от того, ион какого металла входит в состав соли. Если металлический элемент находится в ряду активности левее магния, от в продуктах обнаруживаются нитриты и свободный кислород. Если металл, входящий в состав нитрата, расположен от магния до меди включительно, то при нагревании соли происходит образование диоксида азота, кислорода и оксида металлического элемента. Соли серебра, золота или платины при высокой температуре образуют свободный металл, кислород и двуокись азота.
В нашей статье мы выяснили, какая химическая формула азотной кислоты в химии, и какие особенности ее окислительных свойств имеют наиболее важное значение.
Азотистая кислота - это одноосновная слабая кислота, которая может существовать только в разбавленных водных растворах голубого цвета и в газовой форме. Соли данной кислоты называют азотистокислым или нитритами. Они токсичны и более устойчивы, чем сама кислота. Химическая формула данного вещества выглядит так: HNO2.
Физические свойства:
1. Молярная масса равна 47 г/моль.
2. равна 27 а.е.м.
3. Плотность составляет 1,6.
4. Температура плавления равна 42 градусам.
5. Температура кипения равна 158 градусам.
Химические свойства азотистой кислоты
1. Если раствор с азотистой кислотой нагреть, то произойдет следующая химическая реакция:
3HNO2 (азотистая кислота) = HNO3 (кислота азотная) + 2NO выделяется в виде газа)+ H2O (вода)
2. В водных растворах диссоциирует и легко вытесняется из солей более сильными кислотами:
H2SO4 (серная кислота) + 2NaNO2 (нитрит натрия) = Na2SO4 (сульфат натрия) + 2HNO2 (азотистая кислота)
3. Рассматриваемое нами вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При воздействии на него более сильных окислителей (например: хлор, пероксид водорода H2O2, окисляется до азотной кислоты (в некоторых случаях происходит образование соли азотной кислоты):
Восстановительные свойства:
HNO2 (азотистая кислота) + H2O2 (пероксид водорода) = HNO3 (азотная кислота) + H2O (вода)
HNO2 + Cl2 (хлор) + H2O (вода) = HNO3 (кислота азотная) + 2HCl (соляная кислота)
5HNO2 (азотистая кислота)+ 2HMnO4 = 2Mn(NO3)2 (нитрат марганца, соль азотной кислоты) + HNO3 (кислота азотная) + 3H2O (вода)
Окислительные свойства:
2HNO2 (азотистая кислота)+ 2HI = 2NO (оксид кислорода, в виде газа) + I2 (йод) + 2H2O (вода)
Получение азотистой кислоты
Данное вещество можно получить несколькими способами:
1. При растворении азота оксида (III) в воде:
N2O3 (оксид азота) + H2O (вода) = 2HNO3 (азотистая кислота)
2. При растворении азота оксида (IV) в воде:
2NO3 (оксид азота) + H2O (вода) = HNO3 (азотная кислота) + HNO2 (азотистая кислота)
Применение азотистой кислоты:
- диазотирование ароматических первичных аминов;
- производство солей диазония;
- в синтезе органических веществ (например, для производства органических красителей).
Воздействие азотистой кислоты на организм
Данное вещество токсично, обладает ярким мутагенным эффектом, так как по сути своей является деаминирующим агентом.
Что такое нитриты
Нитриты - это различные соли азотистой кислоты. К воздействию температур они менее устойчивы, чем нитраты. Необходимы при производстве некоторых красителей. Применяются в медицине.
Особенное значение приобрел для человека нитрит натрия. Это вещество имеет формулу NaNO2. Используется в качестве консерванта в пищевой промышленности при производстве изделий из рыбы и мяса. Представляет собой порошок чистого белого или слегка желтоватого цвета. Нитрит натрия гигроскопичен (исключение составляет очищенный нитрит натрия) и хорошо растворяется в H2O (воде). На воздухе способен постепенно окислиться до имеет сильные восстановительные свойства.
Натрия нитрит применяется в:
- химическом синтезе: для получения диазо-аминных соединений, для дезактивирования избытка натрия азида, для получения кислорода, натрия оксида и натрия азота, для поглощения углекислого газа;
- в производстве пищевых продуктов (пищевая добавка Е250): в качестве антиокислителя и антибактериального агента;
- в строительстве: в качестве противоморозной добавки к бетону в изготовлении конструкций и строительных изделий, в синтезе органических веществ, в роли ингибитора коррозии атмосферной, в производстве каучуков, попперсов, раствора добавки для взрывчатых веществ; при обработке металла для снятия слоя олова и при фосфатировании;
- в фотографии: как антиокислитель и реагент;
- в биологии и медицине: сосудорасширяющее, спазмолитическое, слабительное, бронхолитическое; как антидот при отравлении животного или человека цианидами.
В настоящее время также используются и другие соли азотистой кислоты (например, нитрит калия).
Одноосновная сильная кислота, представляющая собой в стандартных условиях бесцветную жидкость, которая при хранении желтеет, может находиться в твердом состоянии, характеризующемся двумя кристаллическими модификациями (моноклинная или ромбическая решетки), при температурах ниже минус 41,6 оС. Это вещество с химической формулой — HNO3 — называется азотная кислота. Имеет молярную массу 63,0 г/моль, а ее плотность соответствует 1,51 г/см³. Температура кипения кислоты равняется 82,6 оС, процесс сопровождается разложением (частичным): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Раствор кислоты с массовой долей основного вещества, равной 68 % кипит при температуре 121 оС. чистого вещества соответствует 1,397. Кислота способна смешиваться с водой в любых соотношениях и, являясь сильным электролитом, почти полностью распадаться на ионы H+ и NO3-. Твердые формы — тригидрат и моногидрат имеют формулы: HNO3 . 3H2O и HNO3 . H2O соответственно.
Азотная кислота — коррозионно активное, токсическое вещество и сильный окислитель. Со средних веков известно такое название, как «сильная вода» (Aqua fortis). Алхимики, открывшие кислоту в 13 веке, дали такое название, убедившись в ее необычайных свойствах (разъедала все металлы, кроме золота), превосходящих в миллион раз силу уксусной кислоты, которую в те времена считали самой активной. Но еще через три столетия было установлено, что разъедать, даже золото, может смесь таких кислот, как азотная и соляная в объемном соотношении 1:3, которую по этой причине и назвали «царская водка». Появление желтого оттенка при хранении объясняется накоплением в ней окислов азота. В продаже кислота чаще бывает с концентрацией 68 %, а при содержании основного вещества более 89 % ее называют «дымящей».
Химические свойства азотной кислоты отличают ее от разбавленной серной или соляной кислот тем, что HNO3 более сильный окислитель, поэтому никогда не выделяется водород в реакциях с металлами. Благодаря окислительным свойствам она реагирует также с многими неметаллами. И в том, и другом случае всегда образуется диоксид азота NO2. В окислительно-восстановительных реакциях восстановление азота происходит до различной степени: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, что определяется концентрацией кислоты и активностью металла. В молекулах образующихся соединений содержится азот со степенью окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3 соответственно. Например, медь окисляется концентрированной кислотой до нитрата меди (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, а фосфор — до метафосфорной кислоты: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.
Иначе взаимодействует разбавленная азотная кислота с неметаллами. На примере реакции с фосфором: 3P + 5HNO3 +2H2O → 3H3PO4 + 5NO видно, что азот восстанавливается до двухвалентного состояния. В результате образуется монооксид азота, а фосфор окисляется до Концентрированная азотная кислота в смеси с соляной кислотой растворяет золото: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O и платину: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO +3H2 + 8H2O. В этих реакциях на начальном этапе соляная кислота окисляется азотной с выделением хлора, а затем металлы образуют комплексные хлориды.
Азотная кислота в промышленных масштабах получается тремя основными способами:
- Первый — взаимодействием солей с серной кислотой: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Раньше это способ был единственным, но, с появлением других технологий, в настоящее время его используют в лабораторных условиях для получения дымящей кислоты.
- Второй — это дуговой способ. При продувании воздуха через с температурой от 3000 до 3500 оС, часть азота воздуха реагирует с кислородом, при этом образуется монооксид азота: N2 + O2 → 2NO, который после охлаждения окисляется до диоксида азота (при высокой температуре монооксид с кислородом не взаимодействует): O2 + 2NO → 2NO2. Затем, практически, весь диоксид азота, при избытке кислорода, растворяется в воде: 2H2O +4NO2 + O2 → 4HNO3.
- Третий — это аммиачный способ. Аммиак окисляется на платиновом катализаторе до монооксида азота: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Образовавшиеся нитрозные газы охлаждаются, и образуется диоксид азота, который поглощается водой. Этим способом получают кислоту с концентрацией от 60 до 62 %.
Азотная кислота в промышленности широко применяется для получения лекарств, красителей, азотных удобрений и солей азотной кислоты. Кроме того, она используется для растворения металлов (например, медь, свинец, серебро), которые не реагируют с другими кислотами. В ювелирном деле используется для определения золота в сплаве (это способ является основным).
Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV .
Физические свойства
Азотная кислота HNO 3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см 3 . В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением N О 2 и за c чет этого приобретает светло-бурый цвет:
N 2 + O 2 грозовые эл . разряды → 2NO
2NO + O 2 → 2NO 2
4Н N О 3 свет → 4 N О 2 (бурый газ) + 2Н 2 О + О 2
Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.
Получение
1. Лабораторный способ
KNO 3 + H 2 SO 4 (конц) → KHSO 4 + HNO 3 (при нагревании)
2. Промышленный способ
Осуществляется в три этапа :
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Условия: катализатор – Pt , t = 500˚С)
б) Окисление кислородом воздуха NO до NO 2
2NO + O 2 → 2NO 2
в) Поглощение NO 2 водой в присутствии избытка кислорода
4NO 2 + О 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3
или3 NO 2 + H 2 O ↔ 2 HNO 3 + NO (без избытка кислорода)
Тренажёр "Получение азотной кислоты"
Применение
- в производстве минеральных удобрений;
- в военной промышленности;
- в фотографии - подкисление некоторых тонирующих растворов;
- в станковой графике - для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
- в производстве взрывчатых и отравляющих веществ
Вопросы для контроля:
№1. Степень окисления атома азота в молекуле азотной кислоты
a. +4
b. +3
c. +5
d. +2
№2. Атом азота в молекуле азотной кислоты имеет валентность равную -
a. II
b. V
c. IV
d. III
№3. Какими физическими свойствами характеризуют чистую азотную кислоту?
a. без цвета
b. не имеет запаха
c. имеет резкий раздражающий запах
d. дымящая жидкость
e. окрашена в жёлтый цвет
№4. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции:
|
a) NH 3 + O 2 |
1) NO 2 |
|
b) KNO 3 + H 2 SO 4 |
2) NO 2 + О 2 + H 2 O |
|
c) HNO 3 |
3) NO + H 2 O |
|
d) NO + O 2 |
4)KHSO 4 + HNO 3 |
№5. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, покажите переход электронов, укажите процессы окисления (восстановления; окислитель (восстановитель):
NO 2 + О 2 + H 2 O ↔ HNO 3
Азотистая и азотная кислоты и их соли
Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:
2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О
Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:
3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO
Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и сопровождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3
практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:
3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO
По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:
Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯
На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:
которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных металлов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо растворимы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красителей. Обе соли получают из оксидов азота:
NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:
KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO
Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.
Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислительные, при этом сама она восстанавливается до NO:
Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:
Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в растворе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутствия Н + , т.е. протекает в кислой среде.
Азотная кислота
В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:
NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.
Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха:
1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платиновым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О
2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2
3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутствии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3
Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очищают от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т.п.).
Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.
Физические свойства
Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состояние. Кипит при 82,6°С.
В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:
Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноценны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.
Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:
1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:
2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует ковалентную связь с атомом азота:
3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:
4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие неподеленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кислорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:
Химические свойства
1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.
2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зависит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в интервале от +4 до -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
Продукты восстановления при взаимодействии азотной кислоты разной концентрации с металлами разной активности приведены ниже в схеме.
Концентрированная азотная кислота при обычной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она переводит их в пассивное состояние. На поверхности образуется пленка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.
3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты:
Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H
3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2
Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора:
HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.
4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливается до NO или NO 2:
S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 +Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 +4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO
5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.
Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавливают взрывчатое вещество аммонал.
Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:
Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.
2KNO 3 =2KNO 2 +O 2
2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 +O 2
Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кислород, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.
Применение
Азотная кислота - важнейший продукт химической промышленности. Большие количества расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пластмасс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая
азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.
