Азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO 3)

Азотная кислота

Молекулярная формула: HNO 3 , B(N) = IV, С.О. (N) = +5

Атом азота образует 3 связи с атомами кислорода по обменному механизму и 1 связь - по донорно-акцепторному механизму.

Физические свойства

Безводная HNO 3 при обычной температуре - бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6"С).

Концентрированная «дымящая» HNO 3 имеет красный или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO 2 . Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

I. Промышленный - 3-стадийный синтез по схеме: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

1 стадия: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2 стадия: 2NO + O 2 = 2NO 2

3 стадия: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Лабораторный - длительное нагревание селитры с конц. H 2 SO 4:

2NaNO 3 (тв.) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba(NO 3) 2 (тв) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Химические свойства

HNO 3 как сильная кислота проявляет все общие свойства кислот

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 - очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.

HNO 3 взаимодействует:

а) с оксидами металлов 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

в) с солями слабых кислот 2HNO 3 + СaСO 3 = Ca(NO 3) 2 + СO 2 + H 2 O

г) с аммиаком HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Отличие HNO 3 от других кислот

1. При взаимодействии HNO 3 с металлами практически никогда не выделяется Н 2 , так как ионы H + кислоты не участвуют в окислении металлов.

2. Вместо ионов H + окисляющее действие оказывают анионы NO 3 - .

3. HNO 3 способна растворять не только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, но и малоактивные металлы - Си, Аg, Нg. В смеси с HCl растворяет также Au, Pt.

HNO 3 - очень сильный окислитель

I. Окисление металлов:

Взаимодействие HNO 3: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO 3 (конц.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (разб.) + ЗСu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O

б) с активными Me: 10HNO 3 (разб.) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO 3 (оч. разб.) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

Очень концентрированная HNO 3 при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.

II. Окисление неметаллов:

HNO 3 окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO 3 разб.) или до NO 2 (HNO 3 конц).

5HNO 3 + Р = 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO 3 + S = 2NO + H 2 SO 4

III. Окисление сложных веществ:

Особенно важными являются реакции окисления сульфидов некоторых Me, которые не растворяются в других кислотах. Примеры:

8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + ЗСu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - нитрующий агент в реакциях органического синтеза

R-Н + НО-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O нитроэтан

С 6 Н 5 СН 3 + 3HNO 3 → С 6 Н 2 (NO 2) 3 СН 3 + ЗH 2 O тринитротолуол

С 6 Н 5 ОН + 3HNO 3 → С 6 Н 5 (NO 2) 3 OH + ЗH 2 O тринитрофенол

HNO 3 этерифицирует спирты

R-ОН + НO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

С 3 Н 5 (ОН) 3 + 3HNO 3 → С 3 Н 5 (ONO 2) 3 + ЗH 2 O тринитрат глицерина

Разложение HNO 3

При хранении на свету, и особенно при нагревании, молекулы HNO 3 разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Выделяется красно-бурый ядовитый газ NO 2 , который усиливает агрессивно-окислительные свойства HNO 3

Соли азотной кислоты - нитраты Me(NO 3) n

Нитраты - бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде. Имеют химические свойства, характерные для типичных солей.

Отличительные особенности:

1) окислительно-восстановительное разложение при нагревании;

2) сильные окислительные свойства расплавленных нитратов щелочных металлов.

Термическое разложение

1. Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов от Mg до Cu:

Me(NO 3) n → Ме x О y + NO 2 + O 2

3. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов превее Cu:

Me(NO 3) n → Ме + NO 2 + O 2

Примеры типичных реакций:

1) 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Окислительное действие расплавов нитратов щелочных металлов

В водных растворах нитраты, в противоположность HNO 3 , почти не проявляют окислительной активности. Однако расплавы нитратов щелочных металлов и аммония (селитр) являются сильными окислителями, поскольку разлагаются с выделением активного кислорода.

Азотная кислота и ее свойства.

Чистая азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

4HN0 3 = 4N0 2 + 0 2 + 2Н 2 0.

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот: в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н+ и N0 _ .

Азотная кислота - один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор -в фосфорную.

Азотная кислота действует почти на все металлы (см. разд. 11.3.2), превращая их в нитраты, а некоторые металлы - в оксиды.

Концентрированная HNO 3 пассивирует некоторые металлы.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO 3 может восстанавливаться до различных продуктов:

4 +3 +2 +1 0 -3

N0 2 N 2 0 3 NO N 2 О N 2 NH 4 N0 3

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется N0. В случае более активных металлов - железа, цинка - образуется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами - цинком, магнием, алюминием - с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Си + HN0 3(конц.) - Cu(N0 3) 2 + N0 2 + Н 2 0;

Си + HN0 3 (разбавл.) -^ Си(N0 3) 2 + N0 + Н 2 О;

Mg + HN0 3 (разбавл.) -> Mg(N0 3) 2 + N 2 0 + н 2 0 ;

Zn + HN0 3(очень разбавл.) - Zn(N0 3) 2 + NH 4 N0 3 + Н 2 0.

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до N0 2 , например

S + 6HNO 3 = H 2 S0 4 + 6N0 2 + 2Н 2 0.

ЗР + 5HN0 3 + 2Н 2 0 = ЗН 3 РО 4 + 5N0

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO 3 , протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет не-которые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» - золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (1П), или хлорида нитрозила, N0C1:

HN0 3 + ЗНС1 = С1 2 + 2Н 2 0 + N0C1.

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлага-ется:

2N0C1 = 2N0 + С1 2 .

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

Au + HN0 3 + ЗНС1 = AuCl 3 + NO + 2Н 2 0;

3Pt + 4HN0 3 + 12НС1 = 3PtCl 4 + 4N0 + 8Н 2 0.

На многие органические вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами - NO 2 . Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

2KN0 3 = 2KN0 2 +О 2

Промышленное получение азотной кислоты. Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причем продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов окисление аммиака кислородом может протекать иначе. Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определенном составе смеси происходит почти полное превращение NH 3 в N0:

4NH 3 (r) + 5О 2 (г) = 4NO(r) + 6Н 2 О(г), АН = -907 кДж.

Образовавшийся N0 легко переходит в NO 2 , который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины.

Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концентрируют.

Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45 %, а концентрированная - 98 и 97 %. Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную - в цистернах из кислотоупорной стали.

Билет 5

2. Роль железа в процессе жизнедеятельности организма.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками.

Азотная кислота: свойства и реакции,
лежащие в основе производства

9 класс

Приходя на урок химии, ребята хотят узнать новое и применить свои знания, особенно им нравится самостоятельно добывать информацию и экспериментировать. Данный урок построен так, чтобы, изучая новый материал, учащиеся могли привлечь ранее приобретенные знания: строение атома азота, типы химической связи, электролитическая диссоциация, окислительно-восстановительные реакции, техника безопасности при проведении эксперимента.

Цели. Повторить классификацию и свойства оксидов азота, а также общие свойства азотной кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД). Познакомить учащихся с окислительными свойствами азотной кислоты на примере взаимодействия разбавленной и концентрированной кислоты с металлами. Дать понятие о способах получения азотной кислоты и областях ее применения.

Оборудование. На каждом столе перед учащимися план урока, схема взаимодействия азотной кислоты с металлами, набор реактивов, тесты для закрепления изученного материала.

П л а н у р о к а

Оксиды азота.

Состав и строение молекулы азотной кислоты.

Физические свойства азотной кислоты.

Химические свойства азотной кислоты.

Получение азотной кислоты.

Применение азотной кислоты.

Закрепление материала (тест по вариантам).

ХОД УРОКА

Оксиды азота

Учитель. Вспомните и напишите формулы оксидов азота. Какие оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующими? Почему?

Ученики самостоятельно записывают формулы пяти оксидов азота, называют их, вспоминают азотсодержащие кислородные кислоты и устанавливают соответствие между оксидами и кислотами. Один из учеников записывает на доске (таблица).

Таблица

Сопоставление оксидов азота, кислот и солей

Демонстрационный опыт:
взаимодействие оксида азота(IV) с водой

Учитель. В сосуд с NO 2 приливаем немного воды и взбалтываем содержимое, затем испытываем полученный раствор лакмусом.

Что наблюдаем? Раствор краснеет из-за образовавшихся двух кислот.

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

Степень окисления азота в NO 2 равна +4, т.е. она является промежуточной между +3 и +5, которые в растворе более устойчивы, поэтому оксиду азота(IV) соответствуют сразу две кислоты – азотистая и азотная.

Состав и строение молекулы

Учитель. На доске запишите молекулярную формулу азотной кислоты, вычислите ее молекулярную массу и отметьте степени окисления элементов. Составьте структурную и электронную формулы.

Ученики составляют следующие формулы (рис. 1).

Рис. 1. Неверные структурная и электронная формулы азотной кислоты

Учитель. Согласно этим формулам вокруг азота вращается десять электронов, но этого не может быть, т.к. азот находится во втором периоде и максимально на внешнем слое у него может быть только восемь электронов. Это противоречие устраняется, если предположить, что между атомом азота и одним из атомов кислорода образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму (рис. 2).

Рис. 2. Электронная формула азотной кислоты.
Электроны атома азота обозначены черными точками

Тогда структурную формулу азотной кислоты можно было бы изобразить так (рис. 3):

Рис. 3. Структурная формула азотной кислоты
(донорно-акцепторная связь показана стрелкой)

Однако опытным путем доказано, что двойная связь равномерно распределена между двумя атомами кислорода. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5, а валентность (обратите внимание) равна четырем, ибо имеются только четыре общие электронные пары.

Физические свойства азотной кислоты

Учитель. Перед вами флаконы с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. Опишите физические свойства, которые вы наблюдаете .

Ученики описывают азотную кислоту как жидкость тяжелее воды, желтоватого цвета, с резким запахом. Раствор азотной кислоты без цвета и без запаха.

Учитель. Я добавлю, что температура кипения азотной кислоты +83 °С, температура замерзания –41 °С, т.е. при обычных условиях это жидкость. Резкий запах и то, что при хранении она желтеет, объясняется тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается.

Химические свойства кислоты

Учитель. Вспомните, с какими веществами взаимодействуют кислоты? (Учащиеся называют.)

Перед вами реактивы, проделайте перечисленные реакции* и запишите свои наблюдения (реакции записывать надо в свете ТЭД).

А теперь обратимся к специфическим свойствам азотной кислоты.

Мы отметили, что кислота при хранении желтеет, теперь докажем это химической реакцией:

4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 + O 2 .

(Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции.)

Выделяющийся «бурый газ» (NO 2) окрашивает кислоту.

Особо ведет себя эта кислота по отношению к металлам. Вы знаете, что металлы вытесняют водород из растворов кислот, но при взаимодействии с азотной кислотой этого не происходит.

Посмотрите на схему у вас на парте (рис. 4), где показано, какие газы выделяются при реакции кислоты различной концентрации с металлами. (Работа со схемой.)

Рис. 4. Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами

Демонстрационный опыт:
взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью

Очень эффективна демонстрация реакции азотной кислоты (конц.) с порошком меди или мелко нарезанными кусочками медной проволоки:

Учащиеся самостоятельно записывают электронный баланс реакции:

Получение кислоты

Учитель. Урок будет неполным, если мы не рассмотрим вопрос получения азотной кислоты.

Лабораторный способ: действие концентрированной серной кислоты на нитраты (рис. 5).

NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 .

В промышленности кислоту в основном получают аммиачным способом.

Рис. 5. Для получения азотной кислоты в лаборатории до сих пор
удобно использовать старинную химическую посуду – реторту

Способ получения кислоты из азота и кислорода при температуре свыше 2000 °С (электродуговой) особого распространения не получил.

В России история получения азотной кислоты связана с именем химика-технолога Ивана Ивановича Андреева (1880–1919).

Он в 1915 г. создал первую установку по производству кислоты из аммиака и реализовал разработанный способ в заводском масштабе в 1917 г. Первый завод был построен в Донецке.

Этот метод включает несколько этапов.

1) Подготовка аммиачно-воздушной смеси.

2) Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновой сетке:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

3) Дальнейшее окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV):

2NO + O 2 = 2NO 2 .

4) Растворение оксида азота(IV) в воде и получение кислоты:

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

Если растворение проводить в присутствии кислорода, то весь оксид азота(IV) переходит в азотную кислоту.

5) Заключительный этап получения азотной кислоты – очистка газов, выходящих в атмосферу, от оксидов азота. Состав этих газов: до 98% азота, 2–5% кислорода и 0,02–0,15% оксидов азота. (Азот изначально был в воздухе, взятом для окисления аммиака.) Если оксидов азота в этих отходящих газах больше 0,02%, то специально проводят каталитическое восстановление их до азота, потому что даже такие малые количества этих оксидов приводят к большим экологическим проблемам.

После всего сказанного возникает вопрос: а зачем нам нужна кислота?

Применение кислоты

Учитель. Азотную кислоту используют для производства: азотных удобрений, и в первую очередь аммиачной селитры (как ее получают?); взрывчатых веществ (почему?); красителей; нитратов, о которых речь пойдет на следующем уроке.

Закрепление материала

Фронтальный опрос класса

– Почему степень окисления азота в азотной кислоте +5, а валентность четыре?

– С какими металлами азотная кислота не вступает в реакцию?

– Вам нужно распознать соляную и азотную кислоты, на столе три металла – медь, алюминий и железо. Как вы поступите и почему?

Тест

В а р и а н т 1

1. Какой ряд чисел соответствует распределению электронов по энергетическим уровням в атоме азота?

1) 2, 8, 1; 2) 2, 8, 2; 3) 2, 4; 4) 2, 5.

2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций:

1) HNO 3 (разб.) + Cu … ;

2) Zn + HNO 3 (конц.) … ;

3) HNO 3 + MgCO 3 … ;

4) CuO + KNO 3 … .

3. Укажите, какое уравнение иллюстрирует одну из стадий процесса промышленного производства азотной кислоты.

1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O;

2) 5HNO 3 + 3P + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;

3) N 2 + O 2 = 2NO.

4. Отрицательная степень окисления проявляется азотом в соединении:

1) N 2 O; 2) NO; 3) NO 2 ; 4) Na 3 N.

5. Взаимодействие медной стружки с концентрированной азотной кислотой приводит к образованию:

1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 ; 4) NH 3 .

В а р и а н т 2

1. Значение высшей валентности азота равно:

1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.

2. Запишите возможное взаимодействие концентрированной азотной кислоты со следующими металлами: натрий, алюминий, цинк, железо, хром.

3. Выберите вещества, являющиеся сырьем для производства азотной кислоты:

1) азот и водород;

2) аммиак, воздух и вода;

3) нитраты.

4. Концентрированная азотная кислота не реагирует с:

1) углекислым газом;

2) соляной кислотой;

3) углеродом;

4) гидроксидом бария.

5. При взаимодействии очень разбавленной кислоты с магнием образуется:

1) NO 2 ; 2) NO; 3) N 2 O; 4) NH 4 NO 3 .

* Например, можно предложить ребятам проделать следующие лабораторные опыты.

1) В пробирку с раствором азотной кислоты добавьте лакмус и постепенно добавляйте раствор гидроксида натрия. Наблюдения запишите.

2) Положите в пробирку немного мела, добавьте разбавленную азотную кислоту.

3) Положите в пробирку немного оксида меди(II), добавьте разбавленную азотную кислоту. Какого цвета раствор? Зажмите пробирку в держателе и погрейте. Как изменяется цвет раствора? О чем говорит изменение цвета? – Прим. ред .

Введение

Вы увлекаетесь цветоводством и пришли в магазин, чтобы купить удобрения для своих цветов. Пересматривая различные названия и составы, вы заметили бутыль с надписью "Азотное удобрение". Читаем его состав: "Фосфор, кальций, то-се... Азотная кислота? А это еще что за зверь?!". Обычно с азотной кислотой знакомятся именно в такой обстановке. И многим тогда же захочется узнать о ней побольше. Сегодня я постараюсь удовлетворить ваше любопытство.

Определение

Азотная кислота (формула HNO 3) является сильной одноосновной кислотой. В неокисленном состоянии она выглядит так, как на фото 1. В обычных условиях это жидкость, но ее можно перевести в твердое агрегатное состояние. И в нем она напоминает кристаллы, имеющие моноклинную или ромбическую решетку.

Химические свойства азотной кислоты

Имеет способность хорошо смешиваться с водой, где происходит почти полная диссоциация этой кислоты на ионы. Концентрированная азотная кислота имеет бурый цвет (фото). Его обеспечивает разложение на диоксид азота, воду и кислород, происходящее из-за солнечного света, который падает на нее. Если ее нагреть, произойдет такое же разложение. С ней реагируют все металлы, за исключением тантала, золота и платиноидов (рутения, родия, палладия, иридия, осмия и платины). Однако ее соединение с соляной кислотой может даже растворять некоторые из них (это так называемая "царская водка"). Азотная кислота, имеющая любую концентрацию, может проявляться в качестве окислителя. Многие органические вещества при взаимодействии с ней могут самовоспламеняться. А некоторые металлы в этой кислоте будут пассивироваться. При действии на них (а также при реакции с оксидами, карбонатами и гидроксидами) азотная кислота образует свои соли, носящие название нитратов. Последние хорошо растворяются в воде. Но нитрат-ионы в ней не гидролизуются. Если нагреть соли данной кислоты, то произойдет их необратимое разложение.

Получение

Для получения азотной кислоты синтетический аммиак окисляют с помощью платино-родиевых катализаторов до появления смеси нитрозных газов, которые в дальнейшем поглощаются водой. Также она образуется, когда смешивают и нагревают калиевую селитру и железный купорос.

Применение

С помощью азотной кислоты производят минеральные удобрения, взрывчатые и некоторые отравляющие вещества. Ею травят печатные формы (офортные доски, магниевые клише и т.д.), а еще подкисляют тонирующие растворы для фото. Из азотной кислоты производят красители и лекарства, а также с ее помощью определяют наличие золота в золотых сплавах.

Физиологическое воздействие

Учитывая степень влияния азотной кислоты на организм, ее относят к 3-му классу опасности (умеренно опасная). Вдыхание ее паров приводит к раздражению дыхательных путей. При попадании на кожу азотная кислота оставляет множество долго заживающих язв. Участки кожи, куда она попала, становятся характерного желтого цвета (фото). Говоря научным языком, происходит ксантопротеиновая реакция. Диоксид азота, который получается при нагревании азотной кислоты или ее разложении на свету, очень токсичен и может вызвать отек легких.

Заключение

Азотная кислота приносит пользу человеку как в разбавленном, так и в чистом состоянии. Но чаще всего она встречается в составе веществ, многие из которых вам наверняка знакомы (например, нитроглицерин).

Азотная кислота

Азо́тная кислота́ (HNO 3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации смоноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO 3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO 3

Разбавленная HNO 3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

Увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

Продукты взаимодействия железа с HNO 3 разной концентрации

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO 2:

и сложные вещества, например:

Некоторые органические соединения (например амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Азотная кислота

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж». Благодаря наличию амила достигается концентрация в 104 % [источник не указан 150 дней ] (то есть при добавлении к 100 частям меланжа 4 частей дистиллята концентрация остаётся на уровне 100 %, вследствие поглощения воды амилом [источник не указан 150 дней ]).

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором ихлоридом нитрозила:

Нитраты

HNO 3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

г) нитрат аммония:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O — при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Исторические сведения

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатах Джабира(Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купоросажелезным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры, что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубера применялся до начала XX века, причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова, азотную кислоту называли крепкой водкой.

Промышленное производство, применение и действие на организм

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смесиоксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4NH 3 + 5O 2 (Pt) → 4NO + 6H 2 O 2NO + O 2 → 2NO 2 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 .

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 · 7H 2 O) (t°) → Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 + NO 2 + 13H 2 O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) → KHSO 4 + HNO 3

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.