5.4. Оксиды и гидроксиды азота. Соли

5.4.1. Получение оксидов и кислот

При нагревании аммиак горит в кислороде (зеленым пламенем) с образованием N₂ и воды. По этой реакции при формировании земной атмосферы весь NH₃, который был когда-то ее основным компонентом, окислился до азота (кислородом, выделявшимся из раскаленных недр Земли).

Однако если процесс проводить в присутствии катализатора (Pt), то окисление аммиака идет до NO. Это используется в производстве азотной кислоты. Образующийся оксид NO (бесцветный газ) затем легко (при об.у.) окисляется кислородом воздуха до NO₂ (бурый газ). А диоксид азота реагирует с водой, насыщенной кислородом под давлением 5 МПа, давая 65%-ый раствор HNO₃. (Примерно 1/3 промышленного аммиака идет на производство азотной кислоты, ее солей и др.)

Отметим, что прямое окисление N₂ кислородом до NO требует или сильного нагрева или применения электрической дуги, что тоже очень дорого. В атмосфере данная реакция осуществляется под действием разрядов (их на Земле ежесекундно происходит около 100). Эти разряды наряду с азобактериями обеспечивают круговорот N в природе (рисунок 5).

Рис. 5. Круговорот азота в природе

Подчеркнем, что диоксид азота, реагируя с водой без кислорода, дисмутирует с образованием смеси азотной и азотистой кислот.

Чистую азотистую кислоту получают гидратацией N₂O₃, который соответствует этой кислоте по ст.ок. N. Данный оксид образуется охлаждением равномолярной смеси NO и NO₂. (Но уже при об.у. N₂O₃ распадается на исходные оксиды.)

Чистую азотную кислоту можно синтезировать гидратацией N₂O₅ (твердого вещества), поскольку в нем ст.ок. N та же, что и в азотной кислоте. Но это дорогой способ, т.к. сам оксид азота (V) получают, действуя на NO₂ очень сильным, а значит, недешевым окислителем (например, озоном). К тому же, N₂O₅ легко при об.у. отщепляет кислород, переходя снова в устойчивый диоксид.

Характеристики 3-х наиболее стабильных оксидов азота даны в таблице 4.

Характеристики наиболее устойчивых оксидов азота Таблица 4

Оксид	Графическая формула	Характеристика оксида
		как окислителя	как восстановителя
N2O4		сильный (до N2)	очень слабый (до NO)
NO		слабый (до N2)	средний (до NOCl)
NO2		средний (до N2)	слабый (до NO2F)

Раньше HNO₃ получали в промышленности, действуя концентрированной серной кислотой на природную селитру (воздушно-сухую):

.

Однако синтез азотной кислоты из аммиака настолько ее удешевил, что, напротив, стали применять HNO₃ в производстве ее солей.

В лаборатории используют готовую (товарную) азотную кислоту или получают реакцией серной кислоты с нитратом бария.

5.4.2. Свойства и применение

Азотная кислота по сравнению с азотистой, во-первых, сильнее, а во-вторых, более устойчива – даже выделена в свободном состоянии (это бесцветная жидкость с т. кип. 86°С). Однако она (и в виде водного раствора) разлагается при об.у. (хотя и медленно) на NO₂, О₂ и H₂O.

Продукты взаимодействия HNO₃ с металлами зависят как от концентрации кислоты, так и от активности М. Например, цинк восстанавливает разбавленную азотную кислоту до ионов аммония, концентрированную – до оксида азота (I), в то время как медь – лишь до оксида азота (II) и оксида азота (IV) соответственно.

Концентрированная азотная кислота, благодаря образованию при ее разложении атомарного кислорода, растворяет даже серебро (но не Au, Pt и т.п.), хотя пассивирует железо, алюминий и хром.

Кроме того, конц. HNO₃ легко окисляет простые вещества многих неметаллов: графит до , фосфор до, серу до, иод дои др., восстанавливаясь при этом, как правило, до оксида азота (II). Реагирует она и сорганическими веществами – основные продукты их полного окисления: СО₂ и Н₂О.

Очень концентрированная азотная кислота легко воспламеняет опилки и другие горючие материалы, поэтому используется как окислитель ракетного топлива.

Кроме того, азотная кислота применяется для приготовления лекарств, пластмасс, красителей, искусственных волокон и т.п., а также взрывчатых веществ (например, нитроглицерина, который является основой динамита).