Азотная кислота егэ химия теория - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары
желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.

Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной
кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.

Получение

В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.

NH₃ + O₂ → (кат. Pt) NO + H₂O

NO + O₂ → NO₂

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:

KNO₃ + H₂SO_4(конц.) → KHSO₄ + HNO₃↑

Химические свойства

Кислотные свойства

Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии
выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.

CaO + HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

Na₂CO₃ + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O + CO₂↑

Термическое разложение

При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в
темном месте.

HNO₃ → (hv) NO₂ + H₂O + O₂

Реакции с неметаллами

Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO₂,
если разбавленная — до NO.

HNO_3(конц.) + C → CO₂ + H₂O + NO₂

HNO_3(конц.) + S → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

HNO_3(разб.) + S → H₂SO₄ + NO + H₂O

HNO_3(конц.) + P → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O

Реакции с металлами

В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой
именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.

Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием
нитрата и преимущественно NO₂.

Cu + HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO₂,
NO, N₂O, атмосферный газ N₂, NH₄NO₃.

Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка
с азотной кислотой в различных концентрациях.

Zn + HNO_{3(70% — конц.)} → Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Zn + HNO_{3(35% — ср. конц.)} → Zn(NO₃)₂ + NO + H₂O

Zn + HNO_{3(20% — разб.)} → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Zn + HNO_{3(10% — оч. разб.)} → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.

Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит
за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.

Al + HNO_3(конц.) ⇸ (реакция не идет)

При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так
как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.

Al + HNO₃ → (t) Al(NO₃)₃ + NO₂ + H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты NO₃^—

Получение

Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.

Fe + HNO_3(разб.) → Fe(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.

MgO + HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O

Cr(OH)₃ + HNO₃ → Cr(NO₃)₃ + H₂O

Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная
кислота — до +2.

Fe + HNO_3(разб.) → Fe(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Fe + HNO_3(конц.) → Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Химические свойства

Реакции с металлами, основаниями и кислотами

Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате
реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

Hg(NO₃)₂ + Mg → Mg(NO₃)₂ + Hg

Pb(NO₃)₂ + LiOH → Pb(OH)₂ + LiNO₃

AgNO₃ + KCl → AgCl↓ + KNO₃

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + NaNO₃

Разложение нитратов

Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

NaNO₃ → (t) NaNO₂ + O₂

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

PtNO₃ → (t) Pt + NO₂ + O₂

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными 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 калия:

KNO₃ + H₂SO_4(конц) → KHSO₄ + HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется постадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO + O₂ → 2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

HNO₃→ H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + 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. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe + 6HNO_3(конц.) → Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Al + 6HNO₃₍_конц_.) → Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота 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

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃+ 4Ca → 4Ca(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (}_разб_.)+ 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(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

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

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

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO₂	образуется N₂O	образуется NO	образуется N₂

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃обычно восстанавливается до NOили NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃ + S → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃+ C → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃ + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

7. 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):

2HNO₃ + SO₂ → H₂SO₄ + 2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет иодоводород:

6HNO₃ + HI → HIO₃ + 6NO₂ + 3H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

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):

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

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Источник

2.6. Характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H₃PO₄,HNO₃,HNO₂,H₂SO₄,H₃PO_4,H₂CO₃,H₂CO₃, HClO₄ все органические кислоты (HCOOH, CH₃COOH и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H₂S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H⁺, а также замещаться на атомы металла:

одноосновные	двухосновные	трехосновные
HBr, HCl, HNO₃, HNO_2, HCOOH, CH₃COOH	H₂SO₄, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃	H₃PO₄

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

Летучие	Нелетучие
H₂S, HCl, CH₃COOH, HCOOH	H₃PO₄, H₂SO₄, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₃, HNO₂, H₃PO_4,H₂CO_3,CH₃COOH, HCOOH	H₂SiO₃, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H₂SO₄, H₃PO₄, HCl, HBr, HF	H₂CO₃, H₂SO₃

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)	малодиссоциирующие (слабые)
H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄	H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃

7) Окисляющие свойства

слабые окислители

(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H⁺)

сильные окислители

(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)

практически все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ (конц.)

HNO₃ любой концентрации, H₂SO₄ (обязательно концентрированная)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H⁺ + Cl^—

либо в таком: HCl → H⁺ + Cl^—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH₃COOH CH₃COO^— + H⁺

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H⁺ :

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^—

H₂PO₄^— H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄^— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄^2-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H⁺.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H₂SO_4(разб.) + Zn ZnSO₄ + H₂

2HCl + Fe FeCl₂ + H₂

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H₂SO₄ + ZnO ZnSO₄+ H₂O

6HNO₃ + Fe₂O₃ 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

H₂SiO₃ + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

3H₂SO₄+ 2Al(OH)₃ Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

CH₃COOH + Na₂SO₃ CH₃COONa + SO₂↑ + H₂O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄ без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO₂ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

16HBr + 2KMnO₄ 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O + 5Br₂

14НI + K₂Cr₂O₇ 3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe₂O₃ 2FeI₂ + I₂↓ + 3H₂O

2HI + 2FeCl₃ 2FeCl₂ + I₂↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H₂S + SO₂ 3S↓+ 2H₂O

Источник

Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде.

ткип. = 83oC.. При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет:

4HNO
₃
= 4NO
₂
+ 2H
₂
O + O
₂
.

Азотная кислота ядовита.

В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с основными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует с Au, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. Не разрушает диоксид кремния. Смесь концентрированных HNO3 и HCl («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO
₃
), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF.

M
_r
= 63, 01;        d = 1, 503
⁽²⁵⁾
;        t
_пл
= -41, 6

^o
C;          t
_кип
+82,6
^o
C (разл.).

Химические свойства азотной кислоты

1. Типичные свойства кислот:

1) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

2HNO
₃
+ CuO = Cu(NO
₃
)
₂
+ H
₂
O

6HNO
₃
+ Al
₂
O
₃
= 2Al(NO
₃
)
₃
+ 3H
₂
O

2) С основаниями, амфотерными гидроксидами:

HNO
₃
+ NaOH = NaNO
₃
+ H
₂
O

2HNO
₃
+ Zn(OH)
₂
= Zn(NO
₃
)
₂
+ 2H
₂
O

3) Вытесняет слабые кислоты из их солей:

2HNO
₃
+ Na
₂
CO
₃
= 2NaNO
₃
+ H
₂
O + CO
₂

2HNO
₃
+ Na
₂
SiO
₃
= H
₂
SiO
₃
↓+ 2NaNO
₃

2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя

1) Взаимодействие азотной кислоты с металлами

В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода. Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже.

Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты

.

4 HN
⁺⁵
O
₃₍
_конц
_.)
+ Cu
⁰
=     Cu
⁺²
(NO
₃
)
₂
+    2 N
⁺⁴
O
₂
+   2 H
₂
O

N
⁺⁵
+ 1e → N
⁺⁴
2 окислитель, пр-с восстановления

Cu
⁰
– 2e → Cu
⁺²
1 восстановитель, пр-с окисления

8 HN
⁺⁵
O
₃₍
_разб
_.)
+   3 Cu
⁰
=   3 Cu
⁺²
(NO
₃
)
₂
+    2 N
⁺²
O + 4 H
₂
O

N
⁺⁵
+ 3e → N
⁺²
2 окислитель, пр-с восстановления

Cu
⁰
– 2e → Cu
⁺²
3 восстановитель, пр-с окисления

2) Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с неметаллами:

S + 6HNO
₃
(конц) = H
₂
SO
₄
+ 6NO
₂
+ 2H
₂
O;

B + 3HNO
₃
= H
₃
BO
₃
+ 3NO
₂
;

3P + 5HNO
₃
+ 2H
₂
O = 5NO + 3H
₃
PO
₄
.

3) Азотная кислота окисляет сложные вещества:

6HI + 2HNO
₃
= 3I
₂
+ 2NO + 4H
₂
O;

FeS + 12HNO
₃
= Fe(NO
₃
)
₃
+ H
₂
SO
₄
+ 9NO
₂
+ 5H
₂
O.

4) Ксантопротеиновая реакция:

Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – «ксантопротеиновая реакция»).

Реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляют концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака (в щелочной среде) окраска переходит в оранжевую. Появление окрашивания свидетельствует о наличии ароматических аминокислот в составе белка.

5) Окислительные свойства «царской водки»:

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:

HNO
₃
+ 4HCl + Au = H[AuCl
₄
] + NO + 2H
₂
O;

4HNO
₃
+ 18HCl + Pt = 3H
₂
[PtCl
₆
] + 4NO + 8H
₂
O

Химические реакции с азотной кислотой

4HNO
₃
= 4NO
₂
+ 2H
₂
O + O
₂
(комн., на свету).

HNO
₃
+ H
₂
O = NO
₃
^–
+ H
₃
O
⁺
.

HNO
₃
(разб.) + NaOH = NaNO
₃
+ H
₂
O ,

HNO
₃
(разб.) + NH
₃
· H
₂
O = NH
₄
NO
₃
+ H
₂
O.

2HNO
₃
(2-3%-я) + 8H
⁰
(Zn, разб. H
₂
SO
₄
) = NH
₄
NO
₃
+ 3H
₂
O,

2HNO
₃
(5%-я) + 8H
⁰
(Mg, разб. H
₂
SO
₄
) = N
₂
O ↑ + 5H
₂
O,

HNO
₃
(30%-я) + 3H
⁰
(Zn, разб. H
₂
SO
₄
) = NO
₂
↑ H
₂
O,

HNO
₃
(60%-я) + 2H
⁰
(Zn, разб. H
₂
SO
₄
) = HNO
₂
+ H
₂
O. (кат Pd)

2HNO
₃
(конц.) +Ag = AgNO
₃
+ NO
₂
↑ + H
₂
O.

8HNO
₃
(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO
₃
)
₂
+ 2NO↑ + 4H
₂
O

10HNO
₃
(разб.) + 4Mg = 4Mg(NO
₃
)
₂
+N
₂
O↑ + 5H
₂
O (примесь H
₂
)

12HNO
₃
(разб.) + 5Sn —
^t
—5Sn(NO
₃
)
₂
+ N
₂
↑ + 6H
₂
O (примесь NO)

30HNO
₃
(оч. разб.) + 8Al = 8Al(NO
₃
)
₃
+ 3 NH
₄
NO
₃
+ 9H
₂
O (примесь H
₂
)

12HNO
₃
(оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NO
₃
)
₂
+ N
₂
↑ + 6H
₂
O (0-10
^o
C),

4HNO
₃
(разб.) + Fe = Fe(NO
₃
)
₃
+ NO↑ + 2H
₂
O.

4HNO
₃
(конц., гор.) + Hg = Hg(NO
₃
)
₂
+ 2NO
₂
↑

+ 2H
₂
O,

8HNO
₃
(разб., хол) + 6Hg = 3Hg
₂
(NO
₃
)
₂
+ 2NO ↑ + 4H
₂
O.

6HNO
₃
(конц.) + S = H
₂
SO
₄
+ 6NO
₂
↑ + 2H
₂
O (кип.),

2HNO
₃
(конц.) + 6HCl(конц.) = 2NO↑ + 3Cl
₂
↑ + 4H
₂
O (100-150
^o
C).

HNO
₃
(конц.) + 4HCl(конц.) + Au = H[AuCl
₄
] + NO↑ + 2H
₂
O.

4HNO
₃
(конц.) + 18HCl(конц.) + 3Pt = 3H
₂
[PtCl
₆
] + 4NO↑ + 8H
₂
O

4HNO
₃
(конц.) + 18HF(конц.) + 3Si = 3H
₂
[SiF
₆
] + 4NO↑ + 8H
₂
O.

4HNO
₃
(дымящ.) + P
₄
O
₁₀
= 2N
₂
O
₅
+ 4HPO
₃
(в атмосфере O
₂
+O
₃
)

Источник

Азотная кислота

Ключевые слова конспекта: азотная кислота, строение молекулы, физические и химические свойства, получение, применение азотной кислоты.

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ И
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Высшим гидроксидом азота является азотная кислота HNO₃. Азотная кислота – вещество молекулярного строения. В молекуле HNO₃ химические связи ковалентные полярные. Графическая формула азотной кислоты:

В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, а его валентность – IV. Азот не может быть пятивалентным, так как на втором энергетическом уровне нет вакантных орбиталей, необходимых в этом случае для возбуждения атома. Одна из электронных пар атома азота принадлежит одновременно трём атомам: двум атомам кислорода и атому азота – трёхцентровая связь.

При обычных условиях азотная кислота – бесцветная жидкость, примерно в 1,5 раза тяжелее воды, летуча, «дымит» на воздухе, смешивается с водой в любых соотношениях. Часто концентрированный раствор азотной кислоты окрашен в жёлтый цвет, который придаёт раствору оксид азота (IV) NO₂, выделяющийся вследствие частичного разложения HNO₃.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Азотная кислота является сильной одноосновной кислотой, в водном растворе диссоциирует на ионы:

Ион Н₃O⁺ можно обнаружить в растворе с помощью индикатора: лакмус меняет цвет с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на красный.

Азотная кислота проявляет общие свойства кислот. Она реагирует:

а) со щелочами (реакция нейтрализации):

КОН + HNO₃ = KNO₃ + H₂O
OH^– + Н⁺ = H₂O

б) с нерастворимыми в воде основаниями:

Mn(OH)₂ + 2HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2H₂O
Mn(OH)₂ + 2Н⁺ = Mg²⁺ + 2H₂O

в) с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O
Zn(OH)₂ + 2Н⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

г) с основными и амфотерными оксидами:

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O
CuO + 2Н⁺ = Cu²⁺ + H₂O

д) с солями слабых и летучих кислот:

К2СO₃ + 2HNO₃ = 2KNO₃ + CO₂↑ + H₂O
СО₃^2– + 2Н⁺ = CO₂↑ + H₂O

В то же время в молекуле азотной кислоты содержится атом азота в высшей степени окисления, что обусловливает специфические свойства азотной кислоты.

Реакция с металлами. Азотная кислота взаимодействует со многими металлами, окисляя их не за счёт Н⁺, а за счёт азота в высшей степени окисления (+5). В результате таких реакций водород не образуется. Продуктами реакции являются нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. Реакция идёт по схеме:

где Me – металл.

В ходе реакции обычно образуется смесь продуктов восстановления азота, и, как правило, один из них преобладает. Глубину восстановления азота иллюстрирует схема:

Восстановление азота до NO₂ является менее глубоким по сравнению с восстановлением до NO и т. д.

Глубина восстановления азота зависит:

от природы металла (от восстановительной способности металла; чем левее положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов, тем глубже восстановление азота);
от концентрации азотной кислоты (в более концентрированных растворах происходит менее глубокое восстановление азота);
от температуры (понижение температуры способствует более глубокому восстановлению);
от чистоты азотной кислоты.

С азотной кислотой не реагируют:

а) благородные металлы Au, Ru, Rh, Os, Ir, Pt вследствие слишком малой их восстановительной способности;
б) некоторые металлы (Al, Сг, Fe) не реагируют с концентрированной (> 68%) азотной кислотой вследствие образования на поверхности металла плотной защитной оксидной плёнки – эти металлы пассивируются. Тем не менее при нагревании может происходить реакция окисления данных металлов.

Чтобы определить, какой из продуктов восстановления азота преобладает, при записи уравнения реакции можно ориентироваться данными таблицы.

Ещё раз обратим внимание, что в ходе реакции образуется смесь продуктов восстановления и преобладание того или иного продукта зависит от многих факторов.

Классическими примерами взаимодействия азотной кислоты с металлами является растворение меди в азотной кислоте:

Реакции с неметаллами. Азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства. Например, концентрированная азотная кислота реагирует с углём, фосфором, йодом. В результате восстановления образуются NO или NO₂:

Реакции со сложными веществами-восстановителями. Концентрированная азотная кислота является сильным окислителем, вступает в реакции с различными веществами, обладающими восстановительными способностями.
Разложение при нагревании. При хранении, на свету или при нагревании концентрированная азотная кислота разлагается:

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

В лаборатории чистую азотную кислоту получают нагреванием кристаллической натриевой или калиевой селитры (KNO₃, NaNO₃) с концентрированной серной кислотой:

Образующиеся пары HNO₃ конденсируют и собирают полученный продукт.

В основе промышленного получения азотной кислоты находится цепь синтезов:

N2 → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃

Сырьём является азот, получаемый разделением жидкого воздуха на фракции. Сначала осуществляется синтез аммиака:

Аммиак окисляют кислородом на платиновом катализаторе:

Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха:

В заключение проводят поглощение диоксида азота водой в присутствии избытка кислорода:

Азотная кислота является одной из важнейших неорганических кислот. Её мировое производство достигает десятков миллионов тонн в год. Азотная кислота применяется для производства минеральных удобрений, нитрования органических веществ во многих органических синтезах (чаще всего для синтеза взрывчатых веществ, красителей и лекарств). Примерами органических продуктов нитрования являются нитробензол (требуется для синтеза анилина), тринитротолуол (тротил, тол), тринитроглицерин (для получения динамита), тринитрофенол (пикриновая кислота – взрывчатое вещество), тринитроцеллюлоза и т. д. Азотная кислота используется для травления металлов.

Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

Конспект урока «Азотная кислота: строение, свойства, получение, применение».

Следующая тема: «».

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

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.

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

N₂ + O₂ ^{грозовые} ^эл^.^{разряды}→ 2NO

2NO + O₂ → 2NO₂

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 + H₂SO₄(конц) → KHSO₄ + HNO₃ (при нагревании)

2. Промышленный способ

Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (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 + 2H₂O ↔ 4HNO₃

или 3NO₂ + H₂O ↔ 2HNO₃+NO (без избытка кислорода)

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

Химические свойства азотной кислоты

Для азотной кислоты характерны свойства: общие с другими кислотами и специфические:

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОБЩИЕ С ДРУГИМИ КИСЛОТАМИ

1. Очень сильная кислота. Индикаторы в её растворе изменяют цвет на красный.

Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^—

2. Реагирует с основными оксидами

K₂O + 2HNO₃ → 2KNO₃ + H₂O

K₂O + 2H⁺ + 2NO₃^— → 2K⁺ + 2NO₃^— + H₂O

K₂O + 2H⁺ → 2K⁺ + H₂O

3. Реагирует с основаниями

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^— + Na⁺ + OH^— → Na⁺ + NO₃^— + H₂O

H⁺ + OH^— → H₂O

4. Реагирует с солями, вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂

2H⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ + СO₃^2- → 2Na⁺ + 2NO₃^— + H₂O + CO₂

2H⁺ + СO₃^2- → H₂O + CO₂

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Азотная кислота — сильный окислитель

N⁺⁵→ N⁺⁴→ N⁺²→ N⁺¹→ N^o → N^-3

N⁺⁵+ 8e^—→N^-3 окислитель, восстанавливается.

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO₃ ^t˚C→ 2H₂O + 4NO₂ + O₂

Образуется бурый газ

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

3. Реагирует с металлами.

В зависимости от концентрации кислоты и положения металла в электрохимическом ряду напряжений могут образовываться разные азотсодержащие продукты.

При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

HNO₃ + Me = соль + H₂O + Х

Щелочные и щелочноземельные

Fe, Cr, Al, Ni, Co

Металлы до водорода

Металлы после водорода

(Cu и др)

Благородные

Au, Pt, Os, Ir, Ta

HNO₃ (конц.ω>60%)

N₂O

пассивация (при обычных условиях);

NO₂ (при нагревании)

NO₂

Нет реакции

HNO₃ (разбавл.)

NH₃, NH₄NO₃

Основной NO, но в зависимости от разбавления могут образовываться N₂, N₂O, NH₃, NH₄NO₃. Чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота.

Таблица. Продукты реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами

Упрощенная схема «Продукты реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами»

Царская водка: V(HNO₃) : V(HCl) = 1 : 3 растворяет благородные металлы.

HNO₃ + 4HCl + Au = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

4HNO₃ + 18HCl + 3Pt = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

4. Реагирует с неметаллами.

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S⁰+ 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰+ 3HNO₃ → H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰+ 5HNO₃ + 2H₂O → 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

HNO₃(конц.) + неметалл = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO₂ + вода

HNO₃ (разбав.) + неметалл + вода = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO

Источник

Соли азотной кислоты — нитраты NO3—

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения

Химические свойства

2.6. Характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

2) Основность кислоты

3) Летучесть

4) Растворимость

5) Устойчивость

6) Способность к диссоциации

7) Окисляющие свойства

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

2. Взаимодействие кислот с металлами

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

5. Взаимодействие кислот с солями

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Химические свойства азотной кислоты

1. Типичные свойства кислот:

2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя

Химические реакции с азотной кислотой

Азотная кислота

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

Соли азотной кислоты — нитраты NO₃^—

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ И
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ