4. Получение и химические свойства азотной кислоты
В азотной кислоте степень окисления азота равна N+5 - . HN+5O3
При обычных условиях азотная кислота – это бесцветная жидкость, в полтора раза тяжелее воды. Это сильная одноосновная кислота, которая проявляет типичные для кислот свойства.
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота является очень сильным окислителем за счет азота N+5.
1. При взаимодействии азотной кислоты с металлами образуется нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. В качестве продуктов восстановления могут быть оксиды азота (N2O, NO, NO2), азот N2, нитрат аммония NH4NO3. Глубина восстановления азота в таких реакциях зависит от концентрации кислоты, от активности металла, от температуры. Понижение температуры способствует более глубокому восстановлению азота. Водород в реакциях кислоты с металлами не выделяется потому, что азотная кислота проявляет свои окислительные свойства не за счет Н+, а за счет N+5.
С
азотной кислотой любой концентрации
не реагируют благородные металлы, а с
концентрированной (
не
реагируют алюминий, хром и железо из-за
пассивации.
Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами. См. Рис. 4.
Рис. 4
Cu + 4HNO3(конц) = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu (NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
2. Азотная кислота взаимодействует с неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства.
С + 4HNO3 =CO2+ 4NO2+ 2H2O
3P + 5HNO3 + 2H2O =3H3PO4+ 5NO
При долгом хранении, на свету или при нагревании азотная кислота может разлагаться.
4HNO3= 4NO2+ 2H2O + О2
Получение азотной кислоты
В лаборатории азотную кислоту получают нагреванием кристаллических нитратов калия или натрия с концентрированной серной кислотой.
2KNO3 + H2SO4 (конц.) K2SO4 + 2HNO3↑
Промышленное получение азотной кислоты.
Сырьем для получения азотной кислоты является азот.
I стадия: N2+H2 ⇄ 2NH3 + Q (t = 5000С, Р = 1000 атм, катализатор Fe).
II стадия: 4NH3+5O2 NO+6 H2O
III стадия: 2NO +О2⇄2 NO2
IV стадия 4NO2+ 2H2O + О2 ⇄ 4HNO3
Азотная кислота является одной из важнейших неорганических кислот, её используют для получения удобрений, при нитровании органических соединений. Продуктами нитрования может быть нитробензол. Продуктом восстановления нитробензола является анилин, из которого получают красители. При нитровании органических соединений получают тринитрофенол, тринитротолуол или тринитроглицерин. Это взрывчатые вещества.
Нитраты
Нитраты – это соли азотной кислоты. Они обладают ионным типом кристаллической решетки. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде, температура плавления у нитратов сравнительно низкая. Они могут быть окрашены, но только за счет катионов соответствующего металла. Важной особенностью химических свойств нитратов является их способность разлагаться при нагревании.
Разложение нитратов
- Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (кроме Li) разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me+n(NO2)n+ O2↑
- Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений от Mg до Cu, и нитрат Li разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me+nO + NO2↑+ O2↑
- Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее Cu, разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me + NO2↑+ O2↑
- Разложение нитрата аммония
NH4NO3 N2O↑+ H2O
Горение черного пороха
При обычных условиях нитратный анион в нитратах, в отличие от азотной кислоты, не обладает ярко-выраженными окислительными свойствами. Но при нагревании или в расплавленном состоянии он их способен проявлять.
KNO3+ 3C + S N2↑ + 3CO2↑+ K2S