XuMuK.ru — АЗОТНАЯ КИСЛОТА — Химическая энциклопедия

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3, мол. м. 63,016, бесцв. жидкость (см. табл.). Сильная одноосновная к-та (рКа —1,64). Молекула имеет плоскую структуру (длины связей в нм): Твердая азотная кислота образует две кри-сталлич. модификации-с моноклинной и ромбич. решетками. Конц. к-та малоустойчива, при нагр. или под действием света частично разлагается: 4HNO3 -> 4NO2 + 2H2O + O2; образующийся NO2 окрашивает к-ту в бурый цвет и придает ей специ-фич. запах. СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ И LE КРИСТАЛЛОГИДРАТОВ Показатель HNO3 Моногидрат Тригидрат Плотн., г/см3 ……. 1,513 _ _ Т. пл., °С …….. -41,59 (82.6)* -37,62 -18,47 10,47 17,50 29109 39.1 — — -174,1 (_ 134,9)** -473,5 -1056,1 С°р (300 КХ Дж/(моль*К) . . 109,9 (54,22)** 182 325 -33.68 -19.82 -8,92 S0298, Дж/(моль*К) . . . . . 155,6 (266,9)** 217 344 * Т-ра кипения. ** Для газа при 298 К. Рис. 1. Схема производства азотной кистолы под единым давлением (0,65-0,70 МПа): 1-воздушный фильтр; 2-реактор каталитич. очистки отходящего газа; 3-камера сгорания; 4-воздушный компрессор; 5-газовая турбина; 6-редуктор; 7-электродвигатель; 8-промежут. холодильник; 9-котел-утилизатор; 10 -экономайзер; 11-поролитовый фильтр; 12-смеситель NH 3 и воздуха; 13- подогреватель воздуха; 14-испарителъ NH3; 15-аппарат для окисления NO; 16-контактный аппарат для окисления NH3; 17 — холодильник-конденсатор; 18 — абсорбц. колонна; 19-подогреватель отходящего газа. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. В водных р-рах практически полностью диссоциирует на Н+ и NO—3. Образует с водой азеотропную смесь (68,4% по массе HNO3; т. кип. 120,7°С, d2041,41), моно- и тригидраты. Для водных р-ров d204составляет 1,0543 (10%-ная к-та), 1,1150 (20%-ная), 1,3100 (50%-ная), 1,4134 (70%-ная), 1,4826 (90%-ная). Для 49,94%-ного р-ра парциальное давление HNO3 и воды составляет (в Па) соотв. 47,91 и 1030,75, для 69,7%-ного-383,04 и 388,36, для 96,48%-ного-5531,47 и 14,63. Азотная кислота ограниченно раств. в эфире. Азотная кислота — сильный окислитель. Под действием азотной кислоты металлы (за исключением Pt, Rh, Ir, Nb, Zr, Та, An) превращаются в нитраты или оксиды, сера энергично окисляется в H2SO4, фосфор-в Р2О5, орг. соед. окисляются и нитруются. Стойкость конструкц. материалов к азотной кислоте определяется св-вами поверхностных оксидных пленок. В разб. азотной кислоте стойки хромо-никелевые стали, Ti, в концентрированной-чистый Аl, высококремнистый чугун, хромо-никель-кремниевые стали. Титан в среде конц. азотной кислоты, содержащей растворенные оксиды азота, приобретает пирофорные св-ва. В азотной кислоте любой концентрации стойки стекло, кварц, фторопласт-4. Рис. 2. Схема производства азотной кислоты с двумя ступенями давления (окисление NH3 при 0,35 МПа, абсорбция МО2 при 0,8 МПа): 1-фильтр воздуха; 2-воздушный компрессор; 3- компрессор нитрозного газа; 4 -газовая турбина; 5 -паровая турбина; 6-смеситель NH3 и воздуха; 7-контактный аппарат для окисления NH3; 8-котел-утилизатор; 9-конденсатор; 10-насос; 11-подогреватель отходящего газа; 12 -холодильник-конденсатор; 13-сепаратор; 14-абсорбц. колонна; 15-испаритель NH3. Для практич. целей используют 30-60%-ные водные р-ры азотной кислоты или 97-99%-ные (конц. азотная кислота). Смесь концентрированных азотной и соляной к-т (соотношение по объему 1 :3) наз. царской водкой; она растворяет даже благородные металлы. Смесь HNO3концентрации ок. 100% и H2SO4концентрации ок. 96% при их соотношении по объему ок. 9:1 наз. меланжем. Пром. методы получения разб. HNO3 включают след. стадии: получение NO, окисление его до NO2, абсорбцию NO2водой, очистку отходящих газов (содержащих в осн. N 2) от оксидов азота. Осн. способ получения NO заключается в окислении NH3кислородом воздуха в присут. катализатора: 4МН3 + 5О2 -> 4NO + 6Н2О + 907,3 кДж. Катализатор-сетка из сплавов Pt (80-95%) с металлами платиновой группы. В СССР используется двухступенчатый катализатор (первая ступень-платиновые сетки, вторая-оксидный неплатиновый катализатор), позволяющий сократить кол-во загружаемой платины на 40-60%. Потери Pt при одноступенчатом катализаторе, в осн. из-за мех. уноса, составляют (г Pt на 1 т HNO3): 0,05 при 0,1 МПа, 0,1 при 0,4 МПа, 0,15 при 0,7 МПа. При использовании двухступенчатого катализатора потери Pt снижаются на 15-25%. Окисление NO (2NO + О2 ->2NO2 + 124 кДж) протекает в газовой фазе при охлаждении нитрозного газа (полученного на стадии окисления NH3) до 160-250°С; ниже 100°С идет димеризация (2NO 2 -> N2O4 + 56,9 кДж/моль). Абсорбцию NO2водой (3NO2 + H2O->2HNO3 + NO + + 136,2 кДж/моль) осуществляют в тарельчатых колоннах со значит. межтарелочными объемами. Отходящий газ содержит 0,02-0,15% по объему оксидов азота, 2-5% О2 и N2; при содержании остаточных оксидов азота более 0,02% проводят их каталитич. восстановление до N2. В случае восстановления аммиаком (кат.-оксиды А1 и V; 250-300СС) происходят р-ции: 3NO + 2NH3 -> 2,5N2 + ЗН2О 3NO2 + 4NH3 -> 3,5N2 + 6H2O Отходящий газ очищают также на алюмопалладиевом кат. (т-ра начала р-ции 350-500°С) с использованием в кач-ве восстановителя прир. газа: СН4 + 2О2 -> СО2 + 2Н 2О + 802 кДж СН4 + 2NO2 -> N2 + 2H2O + СО2 + 868 кДж СН4 + 4NO -> 2N2 + 2Н20 + СО2 + 1160кДж Установки по произ-ву разб. HNO3 (см. рис. 1 и 2) характеризуются высокой производительностью (350-1400 т/сут), полнотой использования теплоты хим. р-ций, экономным расходованием сырья и вспомогат. материалов. Конц. азотную кислоту получают двумя осн. способами. Первый заключается в ректификации тройных смесей, содержащих HNO3, воду и к.-л. водоотнимающее в-во, обычно H2SO4 или Mg(NO3)2. В результате получают пары 100%-ной HNO3, к-рые конденсируют, и водные р-ры водоотнимающего агента. Последние упаривают и возвращают в произ-во. Второй способ основан на р-ции: 2N2O4M + + 2Н2О(ж) + О2(г)->4НNO 3(ж) + 78,8 кДж («ж»-жидкость, «г»-газ). При давлении ок. 5 МПа и использовании чистого О2 образуется 97-98%-ная HNO3, содержащая до 30% по массе растворенных оксидов азота. Азотную кислоту получают разгонкой этого р-ра. При 0,7-1,0 МПа и использовании воздуха образуется 80-85%-ная HNO3 и азеотропная смесь азотной кислоты с водой. Жидкий N2O4 получают гл. обр. путем растворения NO2, содержащегося в нитрозном газе, 80-100%-ной HNO3 с послед. разгонкой этого р-ра и конденсацией жидкого N2O4. Азотную кислоту особой чистоты производят ректификацией 97-98,5%-ной HNO3 в аппаратуре из силикатного или кварцевого стекла. Содержание примесей в такой к-те менее 1 * 10-6% по массе. Метод получения азотной кислоты, основанный на взаимод. N2 и О2 воздуха выше 2200°С (N 2 + О2 -> 2NO + 180,6 кДж) с послед. быстрым охлаждением NO, его окислением и абсорбцией NO2водой, распространения пока не получил. Осн. кол-во разб. HNO3 расходуется в произ-ве NH4NO3 и сложных минер. удобрений, нитратов Na, К, Са и др., в гидрометаллургии. Конц. к-та используется при получении ВВ, H2SO4, H3PO4, ароматич. нитросоединений, красителей, входит в состав ракетного топлива. Азотная кислота используется также для травления металлов, полупроводниковых материалов и др. Произ-во азотной кислоты взрывоопасно из-за использования в нем горючих и взрывоопасных в-в — NH3 и прир. газа. Под действием азотной кислоты воспламеняются бумага, масло, древесина, уголь. При попадании на кожу она вызывает ожоги. Аммиак, пары HNO3, оксиды азота токсичны. ПДК паров HNO3 и оксидов азота 2 мг/м3 (в пересчете на NO2). Произ-во азотной кислоты в развитых кап. странах ок. 22 млн. т (1982). === Исп. литература для статьи «АЗОТНАЯ КИСЛОТА»: Справочник азотчика, под ред. Н. А. Симулина [и др.], т. 2, М., 1969; А трощен ко В. И., Каргин С. И., Технология азотной кислоты, М., 1970; Производство азотной кислоты в агрегатах большой единичной мощности, под ред. В. М. Олевского, М., 1985. А. А. Солоха. Страница «АЗОТНАЯ КИСЛОТА» подготовлена по материалам химической энциклопедии. Еще по теме:

www.xumuk.ru

Cайт учителя химии Ващенко Н.Ю.

 Азотная кислота

HNO3  

                                     

     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 HNO3 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/см3. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.

N2 + O2 грозовые эл.разряды→ 2NO
2NO + O2 → 2NO2

     Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:

4НNО3 свет→ 4NО2↑(бурый газ) + 2Н2О +  О2

     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

KNO3 + h3SO4(конц) → KHSO4 + HNO3 (при нагревании)

2. Промышленный способ

Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4Nh4 + 5O2 → 4NO + 6h3O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С)

б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2

2NO + O2 → 2NO2

в) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

4NO2 + О2 + 2h3O ↔ 4HNO3

Химические свойства

1. Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: 

HNO3 = H+ + NO3-

Реагирует:

2. с основными оксидами

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + h3O

CuO + 2H+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + h3O

или CuO + 2H+ = Cu2+ + h3O

3. с основаниями

HNO3 + NaOH = NaNO3 + h3O

H+ + NO3- + Na+ + OH- = Na+ + NO3- + h3O

или H+ + OH- = h3O

4. вытесняет слабые кислоты из их солей


2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + h3O + CO2

2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- = 2Na+ + 2NO3- + h3O + CO2

2H+ + СO32- = h3O + CO2

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании

           t°
4HNO3 = 2h3O + 4NO2 + O2

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO3 = соль азотной кислоты + вода + газ

Царская водка: V(HNO3) : V(HCl) = 1 : 3 растворяет благородные металлы.
HNO3 + 4HCl + Au = H[AuCl4] + NO + 2h3O
4HNO3 + 18HCl + 3Pt = 3h3[PtCl6] + 4NO +8h3O

4. Взаимодействует с некоторыми неметаллами

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

himiknoginsk.ucoz.ru

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).

wikipedia.green

33. Азотная кислота

Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.

Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.

Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:

HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.

HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:

1) концентрированная HN03, взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:

2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:

3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:

До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».

4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:

5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.

6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.

Промышленное получение азотной кислоты: 4Nh4 + 5O2 = 4NO + 6h3O.

Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.

34. Фосфор

Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м… имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s22s22p63s23p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Строение молекулы: способность образования ?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами ?-связями.

Физические свойства: фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.

Химические свойства:

1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:

2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:

3) фосфор образует соединения с неметаллами:

Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:

Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.

Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(РO4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.

studfile.net

Азотная кислота и нитраты

Азотная кислота

Молекулярная формула: HNO₃, 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 HNO₃ при обычной температуре — бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).

Концентрированная «дымящая» HNO₃ имеет красный или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO₂. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

I. Промышленный — 3-стадийный синтез по схеме: NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃

1 стадия: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

2 стадия: 2NO + O₂ = 2NO₂

3 стадия: 4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

II. Лабораторный — длительное нагревание селитры с конц. H₂SO₄:

2NaNO₃(тв.) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + Na₂SO₄

Ba(NO₃)₂(тв) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + BaSO₄

Химические свойства

HNO₃ → H⁺ + NO₃^—

HNO₃ — очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.

HNO₃ взаимодействует:

а) с оксидами металлов 2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + H₂O

б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO₃ + Cu(OH)₂ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

в) с солями слабых кислот 2HNO₃ + СaСO₃ = Ca(NO₃)₂ + СO₂↑ + H₂O

г) с аммиаком HNO₃ + NH₃ = NH₄NO₃

1. При взаимодействии HNO₃ с металлами практически никогда не выделяется Н₂, так как ионы H⁺ кислоты не участвуют в окислении металлов.

2. Вместо ионов H⁺ окисляющее действие оказывают анионы NO₃^—.

3. HNO₃ 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.

I. Окисление металлов:

Взаимодействие HNO₃: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO₃(конц.) + Сu = 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

8HNO₃(разб.) + ЗСu = 2NO↑ + 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O

б) с активными Me: 10HNO₃(разб.) + 4Zn = N₂O + 4Zn(NO₃)₂ + 5H₂O

в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO₃(оч. разб.) + 4Са = NH₄NO₃ + 4Ca(NO₃)₂ + 3H₂O

Очень концентрированная HNO₃ при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.

II. Окисление неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO₃ разб.) или до NO₂ (HNO₃ конц ).

5HNO₃ + Р = 5NO₂↑ + H₃PO₄ + H₂O

2HNO₃ + S = 2NO↑ + H₂SO₄

III. Окисление сложных веществ:

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

8HNO₃ + PbS = 8NO₂↑ + PbSO₄ + 4H₂O

22HNO₃ + ЗСu₂S = 10NO↑ + 6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8H₂O

R-Н + НО-NO₂ → R-NO₂ + H₂O

Примеры:

С₂Н₆ + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O нитроэтан

С₆Н₅СН₃ + 3HNO₃ → С₆Н₂(NO₂)₃СН₃ + ЗH₂O тринитротолуол

С₆Н₅ОН + 3HNO₃ → С₆Н₅(NO₂)₃OH + ЗH₂O тринитрофенол

R-ОН + НO-NO₂ → R-O-NO₂ + H₂O

Примеры:

С₃Н₅(ОН)₃ + 3HNO₃ → С₃Н₅(ONO₂)₃ + ЗH₂O тринитрат глицерина

При хранении на свету, и особенно при нагревании, молекулы HNO₃ разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

Выделяется красно-бурый ядовитый газ NO₂, который усиливает агрессивно-окислительные свойства HNO₃

Соли азотной кислоты — нитраты Me(NO₃)_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.

1. Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Me(NO₃)_n → Me(NO₂)_n + O₂↑

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

Me(NO₃)_n → Ме_xО_y + NO₂↑ + O₂

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

Me(NO₃)_n → Ме + NO₂↑ + O₂

Примеры типичных реакций:

1) 2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

2) 2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

3) 2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑

В водных растворах нитраты, в противоположность HNO₃, почти не проявляют окислительной активности. Однако расплавы нитратов щелочных металлов и аммония (селитр) являются сильными окислителями, поскольку разлагаются с выделением активного кислорода.

examchemistry.com

формула химическая, свойства, получение и применение

Один из наиболее важных продуктов, используемых человеком, – это нитратная кислота. Формула вещества – HNO₃, 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: H₃O⁺ — ионов гидроксония и анионов кислотного остатка — NO₃^—.

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 + HNO₃→ NaNO₃ + H₂O

Реакции с металлами

В молекуле азотной кислоты, формула которой HNO₃, 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 HNO₃ 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 HNO₃, 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 + 10HNO₃ = NH₄NO₃ + 4Mg(NO₃)₂ + 3H₂O

Если же азотная кислота, химическая формула которой HNO₃, 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 + 4HNO₃= Zn(NO₃)₂+ 2NO₂+ 2H₂O

Концентрированная HNO₃ (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:

S⁰ + 2HN^VO₃ → H₂S^VIO₄ + 2N^IIO

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 NO₂ добывают разбавленную (40-60%) нитратную кислоту. Если ее перегонять с концентрированной сульфатной кислотой, можно повысить массовую долю HNO₃ 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 HNO₃. 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.

fb.ru