- Строение
- Физические свойства
- Способы получения
- Химические свойства
- Применение
- Качественные реакция на нитрат-анионы
- Особенности солей азотной кислоты
Строение.
Валентность азота равна 3,(это связано с тем, что в атомах элементов второго периода может быть не более 3 неспаренных электронов, т.к на втором электронном уровне есть одна s-орбиталь и три p-орбитали.) а степень окисления +5. Двойная связь равномерно распределена между кислородами. Подробнее про валентность можно прочитать тут.
Физические свойства.
Бесцветная жидкость с едким запахом, “дымит” на воздухе. Считается концентрированной при 40% и больше. Имеет схожие особенности с другими кислотами, но имеет отличительные качества за счет сильной окислительной способности.
Азотная кислота обладает ядовитыми свойствами, она разрушает белок кожи и оставляет желтые пятна в результате попадания кислоты на кожу (смотри пункт 7.)
Разложение азотной кислоты:
Частично разлагается при кипении или под действием света:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O .
на свету желтеет за счет выделения бурого газа- оксида азота(IV), так в процессе разложения кислоты образуется кислород и вода.
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту получают следующими способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата лития при легком нагревании, в продуктах у нас образуется гидросульфат металла и азотная кислота:
LiNO3 + H2SO4(конц) → LiHSO4 + HNO3
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.(каталитическое окисление аммиака) Процесс происходит в несколько стадий.
Особенности промышленного получения в том, что для производства важно найти дешевый исходный продукт(желательно природный) в достаточном количестве для получение больших объемов синтезируемого вещества. Для получения азотной кислоты такой продукт нашли- аммиак, который конверсируют из природного газа. Перед первой стадии тщательно очищают(фильтруют) как и аммиак от механических примесей, полученные в ходе его синтеза, так и сам воздух, которым будут окислять аммиак. Воздух поступает через заборную трубу далеко-далеко от предприятия.
Итак наконец-то первая стадия, она начинается в КОНТАКТНОМ АППАРАТЕ и представляет собой окисление аммиака потоками воздуха(кислородом), реакция ускоряется и идет легче благодаря катализаторам, например, сплав платины с палладием. В результате реакции азот окисляется до оксида азота(II) и выделяется теплота(экзотермическая реакция) как раз за счет нее поддерживается необходимая реакция для синтеза.
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Во второй стадии окисляют полученный оксид азота (II) до оксида азота(iV) в соотношении оксид:воздух 2:1 соответственно, что смещает равновесие преимущественно вправо. катализаторами на этой стадии являются температура от комнатной но не выше 50 градусов и давление 1,1 МПа. Процесс происходит почти сразу и без затруднений. Процесс проходит в ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ башне.
2NO + O2 → 2NO2
На третьей стадии газовую смесь отправляют в ПОГЛОТИТЕЛЬНУЮ БАШНЮ, где у газа появляется возможность большей поверхностью соприкоснуться с поверхностью воды, для этого используют фарфоровые кольца. Смесь газа с водой происходит по принципу противоток: вода поступает сверху башни, а газ- снизу. Чтобы в результате не выделялся оксид азота(II), процесс проводят в избытке кислорода. Особенность в том, что процесс начинает идти медленнее по мере увеличения концентрации получаемой кислоты. Это конечная стадия процесса.
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
Подробнее почитать про промышленное получение азотной кислоты можно в этой статье.
Химические свойства
А)общие химические свойства кислот.
Азотная кислота – это сильная кислота. Азот в степени оксиления +5 проявляет сильные окислительные свойства .
1. Диссоциация и окрашивание индикаторов.
Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе, в результате диссоциации образуется катион водорода и нитрат анион, за счет иона водорода происходит окрашивание индикаторов .
HNO3 → H+ + NO3–
1.1 окрашивание индикаторов: лакмус- красный, метиловый оранжевый — розовый, а фенолфталеин — бесцветный.
2. Азотная кислота проявляет свойства обычной кислоты в реакциях с основным и амфотермыми оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, не проявляющими восстановительных свойств.
Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II) с образованием нитрата меди(II) и воды, остальные реакции проходят аналогично с образованием нитрата металла (без изменения степени окисления металла и азота) и воды :
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
2HNO3 + ZnO → Zn(NO3)2 + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3 H2O
3. Взаимодействует с солями, не проявляющими восстановительных свойств, т.е. азотная кислота в роли обычной кислоты, если соблюдается условия протекания реакция обмена(образуется слабый электролит, газ или осадок).
Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия, в данной реакции образуется слабая угольная кислота, которая распадается на углекислый газ и воду-условие протекания реакции обмена соблюдается:
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2(газ)
2HNO3 + CH3COOK→ KNO3 + CH3COOH(слабый электролит)
HNO3 + KHCO3 ⇒ KNO3 + H20 + CO2(газ)
2HNO3 + Na2SiO3 → 2NaNO3 + H2SiO3(осадок)
В реакциях с веществами, которые проявляют восстановительные свойства, азотная кислота ведет себя как сильный окислитель и участвует в ОВР. например:
1. оксид меди одновалентный при взаимодействии с азоткой окисляется до меди двухвалентной, а азот из высшей степени окисления переходит в оксид азота (IV), также выделяется вода.
Cu2O + 6HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O.
2 пример: оксид железа (II) окисляется до железа(III) и образуется бурый газ и вода.
FeO + 4HNO3 (конц.) → Fe (NO3)3 + NO2 + 2H2O.
3 пример: FeCl2 + 4 HNO3 → Fe(NO3)3 + 2 HCl + NO2 + H2O
в данном примере с хлоридом железа(II) ситуация аналогичная, только еще выделяется хлороводород.
4 пример: Na2SO3 + 2HNO3 → Na2SO4 + 2NO2 + H2O.
сульфит натрия переходит в сульфат, сера окисляется до максимальной степени окисления +6, выделяется бурый газ и вода.
5 пример: Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисления -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
Таким образом, заметим, что азотная кислота при взаимодействии с солями, которые проявляют восстановительные свойства(т.е. находятся не в высшей степени окисления, способные отдавать электроны, сами при этом окисляясь), сама восстанавливается до оксида азота(IV) и окисляет металлы и вещества в промежуточной степени окисления до максимальной степени окисления.
4. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами.
В подобных реакциях водород никогда не выделяется!! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот в степени окисления +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 (зависит от концентрации кислоты и активности металла).
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + продукт восстановления азотной кислоты(газ или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты, но если нагреть, то реакция пойдет. Азот восстанавливается до степени окисления +4(бурый газ), так же выделяется вода:
Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Al + 6HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Платина и Золото с азотной кислотой НЕ реагирует, но они растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему), азот восстанавливается до +2(бесцветный газ, ядовит) :
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Азотная кислота высокой концентрации взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с нашей кислотой до образования оксида азота(I)(веселящий газ, используется для наркоза):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
С неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия) азотная кислота может реагировать разбавленной. При этом образуется оксид азота (II).
8HNO3 (разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными(натрий, литий, кальций и др.), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота, при это образуется нитрат щелочного металла и вода:
12HNO3(разб) + 10Na → 10NaNO3 + N2 + 6H2O
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + 2N2O + 5H2O
Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами. в реакции образуется аммиак, который в избытке кислоты(т.е аммиак начинает взаимодействовать с избытком азотной кислоты) превращается в соль нитрат аммония. Обратите внимание: только в этом типе реакций НЕ выделяется газ!!!:
10HNO3 + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Взаимодействие азотной кислоты с металлами можно представить в виде следующей таблички:
5. Неметаллы подвергаются окислению в результате взаимодействия с азотной кислотой (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других).
В результате реакции кислота восстанавливается до NO или NO2, в то время как неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива(например угольная)).
Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
6HNO3(конц) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
2HNO3 (разб) + S → H2SO4 + 2NO
5HNO3(конц) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O
5HNO3(разб) + 3P + 2H2O → H3PO4 + 5NO
10HNO3 + I2 → 2HIO3 + 10NO + 4H2O
4HNO3 + C → CO2 + 4NO + 2H2O
6. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV), в итоге образуется бурый раз и серная кислота:
2HNO3 + SO2 → H2SO4 + 2NO2
Второй пример: азотная кислота окисляет иодоводород до оксида азота(II) и йодноватой кислоты также выделяется вода :
6HNO3 + HI → HIO3 + 6NO + 3H2O
Сера в степени окисления -2(например сульфиды) окисляется без нагревания до простого вещества(сера), но если нагреть, то до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → S + 2NO2 + 2H2O
При нагревании до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → H2SO4 + 2NO2 + 2H2O
8HNO3 + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисление -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
7. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).
Ксантопротеиновая реакция является качественной реакцией на нитрат-анионы. При добавлении концентрированной азотной кислоты к раствору белка, содержащего ароматические аминокислоты, происходит денатурация белков и образование нитрозоаминов. При нагревании белка с нитрат-анионами происходит образование желтого цвета, который при добавлении избытка аммиака переходит в оранжевый цвет. Таким образом, ксантопротеиновая реакция может использоваться для обнаружения наличия нитрат-анионов в растворах. Подробнее про качественные реакции и аминокислоты читайте здесь.
Применение.
Азотная кислоты используется для производства азотных удобрений, взрывчатых веществ, в качестве окислителя в ракетных двигателях, в органическом синтезе(производство красителе, лекарств, пластмасс, растворителей)
Качественные реакция на нитрат-анионы
1)Выделение бурого газа при добавлении к веществу меди и конц.серной кислоты:
NaNO3 + H2SO4 —> NaHSO4 + HNO3
4HNO3 +Cu —>(to)Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O
2)Выделение аммиака при добавлении к веществу концентрированного раствора щелочи и цинковой пыли или алюминия:
KNO3+7KOH +4Zn +6H2O = NH3 + 4K2[Zn(OH)4]
Особенности солей азотной кислоты
1.Все нитраты(в различных условиях) проявляют свойства окислителей. Продукты восстановления азота определяются природой восстановителя и условиями проведения реакции:
2.Продукты разложения сухих нитратов металлов при нагревании зависят от положения металла в ряду положений:
