Азотная кислота ⚗️ в химии, структурная формула, химические и физические свойства, способы получения и применения, с какими веществами взаимодействует, класс опасности

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).

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 h3O 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.

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) Nh5NO3;
• 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 h3SO4 используется смесь h3SO4 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 h3CO3. Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами:

• KNO3 — индийская селитра;
• NаNО3 — чилийская селитра;
• Са (NО3)2 — норвежская селитра;
• Nh5NO3 — 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 — Википедия

Азотная кислота
Общие
Систематическое наименование	азотная кислота
Хим. формула	HNO3
Физические свойства
Состояние	жидкость
Молярная масса	63.012 г/моль
Плотность	1,513 г/см³
Энергия ионизации	11,95 ± 0,01 эВ[2]
Термические свойства
Т. плав.	-41,59 °C
Т. кип.	82,6 °C
Мол. теплоёмк.	109,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования	-174,1 кДж/моль
Энтальпия плавления	10,47 кДж/моль
Энтальпия кипения	39,1 кДж/моль
Энтальпия растворения	-33,68 кДж/моль
Давление пара	56 гПА
Химические свойства
pKa	-1,64 [1]
Растворимость в воде	смешивается
Оптические свойства
Показатель преломления	1.397
Структура
Дипольный момент	2.17 ± 0.02 Д
Классификация
Рег. номер CAS	7697-37-2
PubChem	944
Рег. номер EINECS	231-714-2
SMILES
InChI
Рег. номер EC	231-714-2
RTECS	QU5775000
ChEBI	48107
Номер ООН	2031
ChemSpider	919
Безопасность
ЛД50	430 мг/кг
Токсичность
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Азо́тная кислота́ (HNO₃) — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной 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_кип120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O). Кислота ядовита.

Физические и физико-химические свойства

Плотность азотной кислоты в зависимости от концентрации. Фазовая диаграмма водного раствора азотной кислоты.

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен^[3], степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. Водные растворы HNO₃ с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d₂₀ = 1,41 г/см, T_кип = 120,7 °C)

При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

• моногидрат HNO₃·H₂O, T_пл = −37,62 °C
• тригидрат HNO₃·3H₂O, T_пл = −18,47 °C

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа P na2, a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544, Z = 4;

Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением

d(c)=0,9952+0,564c+0,3005c2−0,359c3{\displaystyle {\mathsf {d(c)=0,9952+0,564c+0,3005c^{2}-0,359c^{3}}}}

где d — плотность в г/см³, с — массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

4HNO3⟶4NO2↑+2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}\longrightarrow 4NO_{2}\uparrow +2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

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.

HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

CuO+2HNO3⟶Cu(NO3)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {CuO+2HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}}

ZnO+2HNO3⟶Zn(NO3)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {ZnO+2HNO_{3}\longrightarrow Zn(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}}

б) с основаниями:

KOH+HNO3⟶KNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {KOH+HNO_{3}\longrightarrow KNO_{3}+H_{2}O}}}

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

CaCO3+2HNO3⟶Ca(NO3)2+h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+2HNO_{3}\longrightarrow Ca(NO_{3})_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

4HNO3⟶4NO2↑+O2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}\longrightarrow 4NO_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO₃ взаимодействует:

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

Концентрированная HNO₃

Cu+4HNO3(60%)⟶Cu(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Cu+4HNO_{3}(60\%)\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

Разбавленная HNO₃

3Cu+8HNO3(30%)⟶3Cu(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {3Cu+8HNO_{3}(30\%)\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O}}}

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

Zn+4HNO3(60%)⟶Zn(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Zn+4HNO_{3}(60\%)\longrightarrow Zn(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

3Zn+8HNO3(30%)⟶3Zn(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {3Zn+8HNO_{3}(30\%)\longrightarrow 3Zn(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O}}}

4Zn+10HNO3(20%)⟶4Zn(NO3)2+N2O↑+5h3O{\displaystyle {\mathsf {4Zn+10HNO_{3}(20\%)\longrightarrow 4Zn(NO_{3})_{2}+N_{2}O\uparrow +5H_{2}O}}}

5Zn+12HNO3(10%)⟶5Zn(NO3)2+N2↑+6h3O{\displaystyle {\mathsf {5Zn+12HNO_{3}(10\%)\longrightarrow 5Zn(NO_{3})_{2}+N_{2}\uparrow +6H_{2}O}}}

4Zn+10HNO3(3%)⟶4Zn(NO3)2+Nh5NO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {4Zn+10HNO_{3}(3\%)\longrightarrow 4Zn(NO_{3})_{2}+NH_{4}NO_{3}+3H_{2}O}}}

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 NO₂, N₂O, N₂ и NH₄NO₃.

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

увеличение концентрации кислоты ⇐NO2,NO,N2O,N2,Nh5NO3⇒{\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow NO_{2},NO,N_{2}O,N_{2},NH_{4}NO_{3}\Rightarrow }}} увеличение активности металла

Продукты, полученные при взаимодействии 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:

Fe+4HNO3(25%)⟶Fe(NO3)3+NO↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Fe+4HNO_{3}(25\%)\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+NO\uparrow +2H_{2}O}}}

4Fe+10HNO3(2%)⟶4Fe(NO3)2+Nh5NO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {4Fe+10HNO_{3}(2\%)\longrightarrow 4Fe(NO_{3})_{2}+NH_{4}NO_{3}+3H_{2}O}}}

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

S+6HNO3(60%)⟶h3SO4+6NO2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {S+6HNO_{3}(60\%)\longrightarrow H_{2}SO_{4}+6NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

S+2HNO3(40%)⟶h3SO4+2NO↑{\displaystyle {\mathsf {S+2HNO_{3}(40\%)\longrightarrow H_{2}SO_{4}+2NO\uparrow }}}

P+5HNO3(60%)⟶h4PO4+5NO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {P+5HNO_{3}(60\%)\longrightarrow H_{3}PO_{4}+5NO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

3P+5HNO3(30%)+2h3O⟶3h4PO4+5NO↑{\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}(30\%)+2H_{2}O\longrightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO\uparrow }}}

и сложные вещества, например:

FeS+4HNO3(30%)⟶Fe(NO3)3+S+NO+2h3O{\displaystyle {\mathsf {FeS+4HNO_{3}(30\%)\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+S+NO+2H_{2}O}}}

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

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».

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 и хлоридом нитрозила:

3HCl+HNO3⟶NOCl+2[Cl]↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {3HCl+HNO_{3}\longrightarrow NOCl+2[Cl]\uparrow +2H_{2}O}}}

Au+HNO3+4HCl⟶H[AuCl4]+NO↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Au+HNO_{3}+4HCl\longrightarrow H[AuCl_{4}]+NO\uparrow +2H_{2}O}}}

3Pt+4HNO3+18HCl⟶3h3[PtCl6]+4NO↑+8h3O{\displaystyle {\mathsf {3Pt+4HNO_{3}+18HCl\longrightarrow 3H_{2}[PtCl_{6}]+4NO\uparrow +8H_{2}O}}}

Нитраты

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы и некоторые соединения неметаллов, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

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

2KNO3→2KNO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2KNO_{3}\rightarrow 2KNO_{2}+O_{2}}}}

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью (а также литий):

4Al(NO3)3→2Al2O3+12NO2+3O2{\displaystyle {\mathsf {4Al(NO_{3})_{3}\rightarrow 2Al_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}}}}

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

2AgNO3→2Ag+2NO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2AgNO_{3}\rightarrow 2Ag+2NO_{2}+O_{2}}}}

г) нитрат аммония:

Nh5NO3→N2O+2h3O{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O+2H_{2}O}}}

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Fe+3KNO3+2KOH→K2FeO4+3KNO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Fe+3KNO_{3}+2KOH\rightarrow K_{2}FeO_{4}+3KNO_{2}+H_{2}O}}}

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH₃:

3KNO3+8Al+5KOH+18h3O→3Nh4↑+8K[Al(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {3KNO_{3}+8Al+5KOH+18H_{2}O\rightarrow 3NH_{3}\uparrow +8K[Al(OH)_{4}]}}}

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 в трактатах Джабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным, 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 смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4Nh4+5O2→Pt4NO+6h3O{\displaystyle {\mathsf {4NH_{3}+5O_{2}{\xrightarrow[{}]{Pt}}4NO+6H_{2}O}}}

2NO+O2→2NO2{\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}}}}

4NO2+O2+2h3O→4HNO3{\displaystyle {\mathsf {4NO_{2}+O_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4HNO_{3}}}}

Все три реакции — экзотермические, первая — необратимая, остальные — обратимые^[4]. Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Для получения концентрированной азотной кислоты либо смещают равновесие в третьей реакции путём повышения давления до 50 атмосфер, либо в разбавленную азотную кислоту добавляют серную кислоту и нагревают, при этом азотная кислота, в отличие от воды и серной кислоты, испаряется^[5].

Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO3+2FeSO4⋅7h3O→otFe2O3+2K2SO4+2HNO3↑+2NO2↑+6h3O{\displaystyle {\mathsf {4KNO_{3}+2FeSO_{4}\cdot 7H_{2}O{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}Fe_{2}O_{3}+2K_{2}SO_{4}+2HNO_{3}\uparrow +2NO_{2}\uparrow +6H_{2}O}}}

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

KNO3+h3SO4→otKHSO4+HNO3↑{\displaystyle {\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}}

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

Применение

Действие на организм

Азотная кислота ядовита. По степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Её пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже долгозаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией. При нагреве или под действием света кислота разлагается с образованием высокотоксичного диоксида азота NO₂ (газа бурого цвета). ПДК для азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по NO₂ 2 мг/м^3[7]. Рейтинг NFPA 704 для концентрированной азотной кислоты: опасность для здоровья: 4, огнеопасность: 0, нестабильность: 0, специальное: Ox^[8]

Юникод

В Юникоде есть алхимический символ азотной кислоты (лат. Aqua fortis).

Кислота азотная — Справочник химика 21

    Кислота азотная концентрированная [c.146]

    До конца 20-х годов в химической термодинамике наибольшее внимание исследователи уделяли изучению фазовых переходов и свойств растворов, а в отношении же химических реакций ограничивались преимущественно определениями их тепловых эффектов. В известной степени это объясняется тем, что именно указанные направления химической термодинамики стали первыми удовлетворять потребности производства. Практическое же использование методов термодинамики химических реакций для решения крупных промышленных проблем долгое время отставало от ее возможностей. Правда, еще в 70—80-х годах методы химической термодинамики были успешно применены для исследования доменного процесса. К 1914 году на основе термодинамического исследования Габер определил условия, необходимые для осуществления синтеза аммиака из азота и водорода, что привело в конечном результате к возможности промышленного получения в больших количествах аммиака, азотной кислоты, азотных удобрений, взрывчатых веществ и порохов из дешевых и широко доступных исходных материалов. В 20-х годах, лишь после того, как термодинамическое исследование реакции синтеза метанола из Н2 и СО дало возможность определить условия, при которых положение равновесия благоприятно для этого, синтеза, наконец была решена проблема создания производства метанола из дешевого сырья. Полученные результаты показали также, что проводившиеся ранее поиски более активных катализаторов не были успешными не из-за их малой активности, а вследствие недостаточно благоприятного положения равновесия в условиях, в которых пытались осуществить эту реакцию. Известны и другие примеры успешного применения методов термодинамики химических реакций для решения промышленных задач. Однако только с конца 20-х годов плодотворность применения этих методов исследования начинает получать все более широкое признание. [c.19]

    Промышленное нитрование пропана, имеющее в настоящее время первостепенное значение, осуществляется следующим образом. Пропан под давлением 7 ат нагревается до температуры 430—450° и в изолированном реакторе приводится в соприкосновение с потоком тонко распыленной 75%-ной азотной кислоты. Азотная кислота подается через насадки (жиклеры) в различные точки потока пропан-газа (рис. 70). Насадки расположены таким образом и количество подаваемой через них кислоты дозировано так, чтобы теплота испарения кислоты полностью компенсировала теплоту реакции нитрования. В то- [c.126]

    Сильная кислота азотная кислота Кд = 1,2 моль/л, а = 0,82 [c.86]

    В растворе безводной серной кислоты азотная кислота ведет себя как основание  [c.285]

    Соляная кислота Серная кислота Азотная кислота НС1 NN0, 10 10 (1 я ступень диссоциации) 2,М0  [c.83]

    Кислота азотная неконцентрированная [c.146]

    Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония)  [c.248]

    При смешении 1М водных растворов одной из следующих кислот азотной, уксусной, бензойной и щавелевой с одинаковыми объемами 1 М растворов [c.66]

    Прижигающее и раздражающее действие на кожные покровы и слизистые оболочки оказывают едкие щелочи и некоторые кислоты (азотная, серная и др.), [c.18]

    Элементы, для которых характерна высокая степень окисления, в результате взаимодействия с концентрированной НЫОз обычно образуют кислородсодержащие кислоты. Азотная кислота при этом восстанавливается до N0  [c.241]

    Для растворения навески стали употребляют смесь серной, азотной и фосфорной кислот . Азотная кислота окисляет Ре2+-ионы до Ре- -ионов и разрушает карбиды (в частности, карбид марганца), а фосфорная кислота связывает окрашенные РеЗ+-ионы в бесцветный комплекс [Ре(Р04)2р . Кроме того, ее присутствие повышает устойчивость НМп04, в значительной мере предупреждая ее разложение с образованием осадка МпО(ОН)а и выделением кислорода. [c.391]

    Исходные реагенты по этой технологии — растворы алюмината натрия и кислот (азотной, серной) или кислых солей алюминия [136, 137, 1391. Процесс сводится к приготовлению рабочих растворов, раздельному осаждению из ннх двух модификаций гидроксида алюминия, смешению полученных пульп, фильтрованию этой смеси, [c.65]

    Существенный аспект топливно-энергетической проблемы — это повыщение эффективности использования топливных ресурсов, в частности возможно более полное использование всех видов энергии. Известно, что химическая промышленность и смежные с ней отрасли являются крупнейшими потребителями тепловой и электрической энергии. В последние годы особенно большое внимание уделялось снижению всех видов энергозатрат в химико-технологических процессах — прежде всего уменьшению теплопотерь и наиболее полному использованию реакционной теплоты. Одним из путей повышения энергетической эффективности химико-технологических процессов служит химическая энерготехнология, т. е. организация крупномасштабных химико-технологических процессов с максимальным использованием энергии (прежде всего теплоты) химических реакций. В энерготехнологических схемах энергетические установки — котлы-утилизаторы, газовые и паровые турбины составляют единую систему с химико-технологическими установками химические и энергетические стадии процесса взаимосвязаны и взаимообусловлены. Химические реакторы одновременно выполняют функции энергетических устройств, например вырабатывают пар заданных параметров. Энерготехнологические системы реализуются прежде всего на базе агрегатов большой мощности — крупнотоннажных установок синтеза аммиака, синтеза метанола, производства серной кислоты, азотной кислоты, получения карбамида, аммиачной селитры и т. д. [c.37]

    Кислота азотная специальная [c.146]

    Ниобий Плавиковая кислота Азотная кислота Вода 18 22.5 59.5 [c.939]

    Сырьем для синтеза вторичных спиртов служит фракция жидких парафинов, выкипающая в пределах 270—320 °С и содержащая не более 0,5% (масс.) ароматических углеводородов. Ограничение фракционного состава жидких парафинов продиктовано стремлением увеличить выход и качество товарных спиртов. Окисление парафинов осуществляется при 175 С в присутствии 5%-ного водного раствора борной кислоты азотно-кислородной смесью (с содержанием кислорода не более 4,5% по объему). Для приготовления этой смеси используется отработанный газ из реактора, содержащий в основном азот (рис. 6.3). [c.179]

    Нитрозные газы Жирные кислоты, аммиак,

Конспект урока по химии на тему «Азотная кислота» (9 класс)

1. Состав и строение молекулы

Формула молекулярная — HNO₃

2. История открытия

«Крепкая водка» (хим.-техн.) — старинное, а в настоящее время употребительное в торговле и технике, название азотной кислоты HNO₃ (фр. acide nitrique, ас. azotique, нем. Salpeters ä ure, англ. nitric acid).

Азотная кислота имеет длинную историю, восходящую к IX веку. Пepвым, кто пoлyчил aзoтнyю киcлoтy, был apaбcкий aлxимик, имевший пceвдoним Гeбep. Bпepвыe кoнцeнтpиpoвaннaя дымящaяcя aзoтнaя киcлoтa была пoлyчeнa в 1648 гoдy нeмeцким aптeкapeм — aлxимикoм Иoгaннoм Pyдoльфoм Глayбepoм пyтeм пepeгoнки aзoтнoй киcлoты, пoлyчeннoй взaимoдeйcтвиeм cepнoй киcлoты и кaлиeвoй ceлитpы KNO3 .

B 1763 гoдy M. B. Лoмoнocoв иccлeдoвaл и oпиcaл этoт мeтoд. Texнoлoгия пoлyчeния aзoтнoй киcлoты не мeнялacь дo кoнцa XVIII cтoлeтия. B Poccии в 1910 гoдy былo пoлyчeнo 8100 тонн aзoтнoй киcлoты, a в 1914-м — 18 000 тонн..

B 1776 гoдy Aнтyaн-Лopaн Лaвyaзьe пpивeл дoкaзaтeльcтвa наличия в aзoтнoй киcлoтe киcлopoдa, a в 1826 гoдy Джoзeф Льюиc Гeй-Люccaк, пpoфeccop физики и химии в пapижcкoй Copбoннe и выcшeй Пoлитexничecкoй шкoлe, oпpeдeлил фopмyлy aзoтнoй киcлoты. Гeй-Люccaк тaкжe paзpaбoтaл нeкoтopыe ycoвepшeнcтвoвaния в методе получения азотной кислоты.

3. Нахождение в природе

В природе азотная кислота в свободном состоянии не встречается, но в соединении с основаниями в виде солей (селитр) распространена, обыкновенно в малых количествах, почти повсюду. В воздухе следы ее содержатся в виде азотноаммиачной соли и образуются частью прямым соединением азота с кислородом в присутствии влаги и аммиака под влиянием электрических разрядов (особенно во время гроз) и разнообразных окислительных процессов, частью окислением самого аммиака. Поэтому она всегда почти находится в дождевой воде и др. атмосферных осадках. В воде озер, рек и источников, попадая в них частью из атмосферы, а главным образом из почвы, находится также в весьма малых дозах, не превышающих нескольких миллиграмм на литр.

4. Физические свойства:

бесцветная жидкость,  =1,5г/см³, t°_кип=86С, t°_зам= 41С,

желтеет при хранении, взрывоопасна, дымит на воздухе.

С водой смешивается в любых отношениях. В отсутствии воды азотная кислота

неустойчива, разлагается на свету с выделением кислорода уже при обычных

температурах, причём выделяющейся двуокисью азота NO₂ окрашивается в жёлтый цвет,

а при высоких концентрациях NO₂ – в красный.

Смесь концентрированной азотной и соляной кислоты в отношении 1:3, называемая

«царской водкой», растворяет даже золото и платину, «царские металлы».

5. Химические свойства

А. Общие с другими кислотами

1. Диссоциирует:

HNO₃  H⁺ + NO₃^

H⁺ изменяет окраску индикатора

2. с основаниями

2H⁺ + CuO = Cu²⁺ + H₂O

………………………….

3. с основаниями

а) со щелочами: H⁺ + OH^ = H₂O

…………………………

б) с нерастворимыми:

2H⁺ + Cu(OH)₂ = Cu²⁺ + 2H₂O

…………………………

4. с солями:

2H⁺ + CaCO₃ = Ca²⁺ + CO₂ + H₂O

…………………………

5. с аммиаком:

…………………………..

Б. Специфические, особые

1) разложение на свету или при t°:

HNO₃ = H₂O + NO₂ + O₂

бурый

газ

………расставь коэффициенты

………составь электронный баланс

Азотная кислота  сильный окислитель

2) Реагирует с неактивными металлами:

Cu + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

конц. бурый

газ

………расставь коэффициенты

………составь электронный баланс

3) Окисление азотной кислотой

некоторых неметаллов (уголька):

C + HNO₃ = CO₂+ NO₂ + H₂O

конц. бурый

газ

………расставь коэффициенты

………составь электронный баланс

4) качественная реакция

на нитратион NO₃^

…………………………….

6. Получение азотной кислоты:

А) в лаборатории: NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + NaHSO₄

тверд. конц.

Б) в промышленности:

N₂  NH₃  NONO₂  HNO₃

……………………………………

7. Применение азотной кислоты:

    

красители взрывчатые пластмассы волокна лекарства

вещества