Азотная кислота - Вся химия

Азотная кислота

План изучения азотной кислоты

  • Строение
  • Физические свойства
  • Способы получения
  • Химические свойства
  • Применение
  • Качественные реакции на нитрат-анионы
  • Особенности солей азотной кислоты

Строение

В молекуле азотной кислоты атом азота находится в степени окисления +5, валентность — 4 (3 ковалентные связи + 1 донорно-акцепторная). Две N–O связи эквивалентны за счёт резонанса.

Структура азотной кислоты

Физические свойства

Бесцветная жидкость с резким запахом, «дымит» на воздухе. Концентрированной считается при содержании HNO3 ≥ 40%.

Ядовита: вызывает жёлтые пятна на коже (ксантопротеиновая реакция).

Разложение на свету или при нагревании:

4HNO3 → 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

Из-за выделения NO2 (бурый газ) кислота желтеет.

Способы получения

1. В лаборатории

NaNO3 + H2SO4(конц) → NaHSO4 + HNO3↑

Менее летучая H2SO4 вытесняет более летучую HNO3.

2. В промышленности (аммиачный способ)

Этап 1. Окисление аммиака (в контактном аппарате, Pt/Pd):

4NH3 + 5O2 → 4NO↑ + 6H2O

Этап 2. Окисление NO до NO2 (в окислительной башне):

2NO + O2 → 2NO2

Этап 3. Поглощение NO2 водой (в поглотительной башне, избыток O2):

4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3

Схема промышленного получения азотной кислоты

Химические свойства

А. Кислотные свойства (реакции без изменения СО азота)

1. Диссоциация:

HNO3 → H+ + NO3–

Индикаторы: лакмус — красный, метилоранж — розовый, фенолфталеин — бесцветный.

2. С основными и амфотерными оксидами/гидроксидами:

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O

3. С солями (если образуются газ, осадок или слабый электролит):

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + CO2↑ + H2O

2HNO3 + Na2SiO3 → 2NaNO3 + H2SiO3↓

Б. Окислительные свойства (ОВР)

1. С восстановителями (солями, оксидами в промежуточной СО):

Cu2O + 6HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 3H2O

3FeO + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O

Na2SO3 + 2HNO3 → Na2SO4 + 2NO2↑ + H2O

2. С металлами:
Важно: водород не выделяется! Продукт восстановления зависит от активности металла и концентрации кислоты.

Металл Разбавленная HNO3 Концентрированная HNO3
ЩМ, ЩЗМ (Mg, Ca и др.) N2, N2O N2O
Al, Cr, Fe NO NO2 (при нагревании)
Cu, Ag NO NO2
Очень разбавленная HNO3 + активные металлы NH4NO3 (газ не выделяется!)

Cu + 4HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

4Zn + 10HNO3(оч. разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Пассивация: конц. HNO3 пассивирует Al, Cr, Fe (образуется оксидная плёнка).
Не реагируют: Au, Pt (растворяются в «царской водке»):

Au + HNO3 + 4HCl → HAuCl4 + NO↑ + 2H2O

3. С неметаллами (S, P, C, I2):

S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

P + 5HNO3(конц) → H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

C + 4HNO3(конц) → CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O

4. С органическими и сложными неорганическими веществами:

3H2S + 2HNO3 → 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O

FeS + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + S↓ + NO↑ + 2H2O

В. Ксантопротеиновая реакция

Конц. HNO3 окрашивает белки, содержащие ароматические аминокислоты, в жёлтый цвет (при добавлении NH3 — оранжевый). Это качественная реакция на ароматические кольца и нитрат-ионы.

Применение

  • Производство азотных удобрений (аммиачная селитра, карбамид)
  • Взрывчатые вещества (тротил, нитроглицерин)
  • Окислитель в ракетном топливе
  • Органический синтез (красители, лекарства, пластмассы)

Качественные реакции на нитрат-анионы

  1. Реакция с медью и конц. H2SO4:
    Сначала образуется HNO3, затем — бурый газ:
    NO3– + H+ → HNO3

    Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
  2. Реакция с Zn/Al и щёлочью (восстановление до NH3):
    NO3– + 4Zn + 7OH– + 6H2O → [Zn(OH)4]2– + NH3↑

    Запах аммиака, влажная фенолфталеиновая бумажка — малиновая.

Особенности солей азотной кислоты (нитратов)

  1. Все нитраты — сильные окислители в кислой среде.
  2. Термическое разложение:


Разложение нитратов при нагревании

ЩМ (Li, Na, K и др.): → нитрит + O2
Металлы средней активности (Mg–Cu): → оксид + NO2 + O2
Малоактивные (Ag, Au): → металл + NO2 + O2

2KNO3 → 2KNO2 + O2↑

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2↑ + O2↑

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2↑ + O2↑