Химические свойства азотной кислоты таблица егэ

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   +   6HNO_3(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:

4HNO_3(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 HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или 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.

Химические свойства азотной кислоты

Чем более разбавленной является кислота, тем более сильным окислителем она является.

• Изменение степени окисления азота в реакциях с сильным восстановителем:

Восстановление N+5	Продукты восстановления	Условие
N+5 + 8e → N–3	NH3 или NH4NO3	очень разбавленная HNO3
N+5 + 5e → N0	N2	разбавленная HNO3
N+5 + 4e → N+1	N2O	разбавленная HNO3, концентрированная

• Изменение степени окисления азота в реакциях со слабым восстановителем:

Восстановление N+5	Продукты восстановления	Условие
N+5 + 3e → N+2	NO	разбавленная HNO3
N+5 + 1e → N+4	NO2	концентрированная HNO3

Восстановители:

Сильные:

• Металлы от Li до Al

Слабые:

• Металлы, начиная с Fe
• Неметаллы
• Соли (если можем окислить)
• Оксиды (если можем окислить)
• HI и йодиды, H2S и сульфиды

Взаимодействие азотной кислоты с простыми веществами:

1) с металлами — сильными восстановителями:

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

10HNO3(разб.) + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O        (возможно образование N2)

2) с металлами — слабыми восстановителями:

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

4HNO3(конц.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

HNO3(конц.) + Fe → Fe(NO3)3 + NO2 + H2O (при нагревании)

3) С неметаллами (слабыми восстановителями) образуются соответствующие кислоты, а также NO (если кислота разб.) или NO2 (если кислота конц.):

10HNO3(конц.) + I2 →  2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)   (из галогенов реакция идет только с йодом)           

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

2HNO3(разб.) + S → H2SO4 + 2NO

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

4HNO3(конц.) + C → CO2 + 4NO2 + 2H2O

HNO3(разб.) + C → реакция не идет.

4) Взаимодействие HNO3 с Al, Cr, Fe (а также H2SO4 и HCl для полноты картины):

Al, Cr, Fe пассивируются холодными концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. покрываются прочной оксидной пленкой, препятствующей дальнейшей реакции). Реакции идут только при нагревании. Кислотами-окислителями являются кислоты: H2SO4 (конц.) и HNO3 (любой концентрации).

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (только при нагревании)

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O (при любой температуре)

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2 (соль Fe⁺²)

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 (соль Fe⁺², HCl любой концентрации).

Cr + 6HNO3(конц.)  →  Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Cr + 4HNO3(разб.)  →  Cr(NO3)3 + NO + 2H2O

Cr + H2SO4(разб.) → CrSO4 + H2 (соль Cr⁺²)

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 (соль Cr⁺², HCl любой концентрации).

В реакциях с алюминием продукт восстановления азотной кислоты сильно зависит от её концентрации, в результате чего возможны несколько вариантов записи. Как правило, реакции с разными возможными продуктами на ЕГЭ не спрашиваются.

Al + 4HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O (только при нагревании)

8Al + 30HNO3(разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O (при любой температуре, возможно образование N2O)

2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2

Взаимодействие азотной кислоты со сложными веществами:

Как правило, сложные вещества являются слабыми восстановителями, следовательно, в реакциях с концентрированной азотной кислотой выделяется бурый газ NO2.

Окисляем анион:

8HNO3(конц.) + H2S →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

8HNO3(конц.) + Na2S →  Na2SO4 + 8NO2 + 4H2O

8HNO3(конц.) + CuS →  CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

16HNO3(конц.) + Mg3P2 → Mg3(PO4)2 + 16NO2 + 8H2O

16HNO3(конц.) + Ca(HS)2 →   H2SO4 + CaSO4 + 16NO2 + 8H2O

8HNO3(конц.) + AlP  →  AlPO4 + 8NO2­ + 4H2O

В избытке кислоты фосфаты растворяются:

11HNO3(конц., изб.) + AlP → H3PO4 + Al(NO3)3 + 8NO2 + 4H2O

Окисляем металл соли или оксида:

10HNO3(конц.) + Fe3O4 → 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O

4HNO3(конц.) + FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

HNO3(конц.) + FeSO4 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O

4HNO3(конц.) + CrCl2 → Cr(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O (ионы Cl^– азотная кислота окислить не может)

Одновременное окисление катиона и аниона:

14HNO3(конц.) + Cu2S →  H2SO4 + 2Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O или

12HNO3(конц.) + Cu2S → CuSO4 + Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O.

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



© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023

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.

На этом уроке мы пройдем одно из важнейших веществ, широко используемое в химической промышленности, а также присутствующее практически во всех вариантах ЕГЭ по химии, — азотную кислоту.

Мало кто знает о том, что в зависимости от концентрации азотная кислота имеет различные внешние характеристики:

• 63% процентная HNO₃, которая поступает в продажу, не дымит, представляет собой бесцветную жидкость, разбавленную водой;
  
• 86%— ная азотная кислота представляет собой красную дымящую жидкость (дымит красным цветом из-за тетраоксида азота — N₂O₄), имеет международное название RFNA (Red fuming nitric acid), используется в качестве ракетного топлива;
  
• 99,9% процентная HNO₃ — WFNA (White fuming nitric acid) — белая дымящая азотная кислота, данный ранг вещества используется в индустрии взрывчаток, а также используется в ракетном топливе, кислота такой высокой концентрации, однако, безопаснее RFNA по причине отсутствия N₂O₄.
  

Важно! Концентрированная азотная кислота при попадании на кожу окрашивает ее в желтый цвет, смыть ее практически невозможно, она сама исчезнет через некоторое время — этот эффект называется ксантопротеиновая реакция.

В рамках подготовки к ЕГЭ мы пройдем основные химические свойства двух конфигураций азотной кислоты — концентрированной и разбавленной в виде таблиц.

Сначала необходимо знать способы получения азотной кислоты.

Получение HNO3
Метод Оствальда	Метод Глаубера
N2 + 3H2 = 2NH3; 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O + Q; 2NO + O2 = 2NO2; 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 (68% — ная).	Ba(NO3)2 + H2SO4 (k.) = BaSO4 +2HNO3 (150 C)

Теперь рассмотрим как реагирует HNO₃ с металлами

HNO3 + Meталл
Концентрированная	Разбавленная
Тяжелые металлы (Fe, Cu, Sn, Pb, Ni, Zn)	Металлы до Al (Ca, Na, Mg, Ba, K)	Тяжелые металлы (Fe, Cu, Sn, Pb, Ni, Zn)	Металлы до Al (Ca, Na, Mg, Ba, K)
NO2	N2O NO2	NO NH4NO3 N2O	N2O NH4NO3
Cu + 4HNO3 (к.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O; Zn + 4HNO3 (к.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.	8Na +10HNO3 (к.) = 8NaNO3 + 2N2O + 5H2O; Mg +4HNO3 (к.) = Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.	3Сu + 8HNO3 (р.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O; 4Zn + 10HNO3 (р.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; Fe + 4HNO3 (р.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.	Mg +10HNO3 (р.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O; 8Na +10HNO3 (р.) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 2H2O.

Азотная кислота реагирует также с неметаллами, как концентрированная, так и разбавленная и получением кислот и кислотных оксидов.

Важно! Si + HNO₃ ≠

HNO3 + Неметалл
Концентрированная	Разбавленная
NO2	NO
S + 6HNO3 (к.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O; C + 4HNO3 (к.) = CO2 + 4NO2 + 2H2O; P (красн.) + 5HNO3 (к.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O; I2 + 10HNO3 (к.) =2HIO3 + 10NO2 + 4 H2O.	S + 2HNO3 (р.) = H2SO4 + 2NO; 3C + 6HNO3 (р.) = 3CO2 + 4NO + 2H2O; 3P + 5HNO3 (р.) + 2H2O = H3PO4 + 5NO.

Азотная кислота также активно взаимодействует со сложными веществами (основаниями, оксидами, солями).

HNO3 + Сложное вещество
Концентрированная	Разбавленная
1) С основными оксидами: МеО + HNO3 (k.) ≠	1) С основными оксидами: CaO + 2HNO3 (р.) = Ca(NO3)2 + H2O MgO +2HNO3 (р.) = Mg(NO3)2 + H2O
2) С основаниями: Fe(OH)2 + 4HNO3 (k.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O	2) С основаниями: NaOH + HNO3 (р.) = NaNO3 + H2O Al(OH)3 + 3HNO3 (р.) = Al(NO3)3 + 3H2O
3) С кислотными оксидами: P2O5 + 2HNO3 (k.) = 2HPO3 + N2O5 NO + 2HNO3 (k.) = 3NO2 + H2O SO2 +2HNO3 (k.) = H2SO4 + 2NO2	3) С кислотными оксидами: HемО + HNO3 (p.) ≠
4) С кислотами: 6HI + 2HNO3 (k.) = 3I2 +2NO + 4H2O 6HCl + 2HNO3 (k.) = 3Cl2 +2NO + 4H2O H2S + 2HNO3 (k.) = S + 2NO2 + 2H2O (на холоду) H2S (р)+8HNO3 (k.) = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O	4) С кислотами: 3H3PO2 + 2HNO3 (р.) = 3H3PO3 + 2NO + H2O (на холоду); HI + HNO3 (р.) ≠
5) С амфотерными оксидами: As2O3 + 4HNO3 (k.) + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2 (кипячение)	5) С амфотерными оксидами: Al2O3 + 6HNO3 (р.) = 2Al(NO3)3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3 (р.) = 2Fe(NO3)3 + 3H2O
6) С солями: FeS + 12HNO3 (k.) =3Fe(NO3)3 +H2SO4 +9NO2 + 5H2O CuS + 8HNO3 (k.) = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O MeCl2 + 4HNO3 (k.) = Me(NO3)3 + NO2 +2HCl + H2O (Me = Fe,Cr)	6) С солями: Na2CO3 + 2HNO3 (р.) = 2NaNO3 + CO2 +3H2O 3PbS + 8HNO3 (р.) =3PbSO4 + 8NO + 4H2O Na2S + 4HNO3 (p.) = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O

В конце урока хотелось вспомнить про такое вещество как «царская водка» — это смесь 1 моль азотной кислоты и 3 молей соляной кислоты (HCl); в таком соотношении эти кислоты способны растворить драгоценные металлы (Au, Pt), причем, основным действующим агентом является атомарный хлор, который образуется при окислении HCl азотной кислотой.

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

При изучении этих таблиц, ты уже сможешь решать сложные задания второй части ЕГЭ, а также сформируешь правильное мышление относительно химических свойств многих веществ.

Определение и формула

Азотная кислота

Неорганическая сильная одноосновная кислота.

Формула

HNO3HNO_3

Свойства азотной кислоты

Физические свойства

Представляет собой бесцветную жидкость, дымящую на воздухе. С водой смешивается в любых соотношениях. Концентрированной азотной кислотой называют растворы с концентрацией HNO₃, равной 60-70%, «дымящей азотной кислотой» 95-98%-ные растворы азотной кислоты.

Химические свойства

В химических реакциях азотная кислота может выступать в роли сильной одноосновной кислоты, либо окислителя. Азотная кислота высокой концентрации обычно окрашена в бурый цвет за счет присутствия в ней оксида азота (IV), образующегося по уравнению:

4HNO3⟶4NO2↑+2H2O+O24HNO_3 longrightarrow 4NO_2↑+ 2H_2O + O_2↑

Такое же превращение азотная кислота претерпевает при нагревании.

Кислотные свойства

1. Диссоциация в воде

HNO3⟷H++NO3−HNO3 longleftrightarrow H^+ + NO_3^-

1. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

MgO+2HNO3⟶Mg(NO3)2+H2OMgO + 2HNO_3 longrightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2O

ZnO+2HNO3⟶Zn(NO3)2+H2OZnO + 2HNO_3 longrightarrow Zn(NO_3)_2 + H_2O

1. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами

NaOH+HNO3⟶NaNO3+H2ONaOH + HNO_3 longrightarrow NaNO_3 + H_2O

Zn(OH)2+2HNO3⟶Zn(NO3)2+2H2OZn(OH)_2 + 2HNO_3 longrightarrow Zn(NO_3)_2 + 2H_2O

1. Взаимодействие с солями слабых кислот (карбонатами, силикатами)

BaCO3+2HNO3⟶Ba(NO3)2+CO2↑+H2OBaCO_3 + 2HNO_3 longrightarrow Ba(NO_3)_2 + CO_2↑ + H_2O

Окислительные свойства

В азотной кислоте атом азота находится в высшей степени окисления +5, благодаря чему азотная кислота любой концентрации может выступать в роли окислителя. Азот может восстанавливаться до степеней окисления от +4 до -3. Возможные продукты восстановления азотной кислоты при взаимодействии с металлами представлены в таблице 1.

Таблица 1. Типичные продукты восстановления азотной кислоты

Закономерность

Увеличение активности металла и разбавление кислоты способствуют более полному восстановлению азотной кислоты.

1. Взаимодействие с металлами

Железо (Fe), алюминий (Al), хром (Cr) пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой.

Азотная кислота не взаимодействует с золотом, металлами платиновой группы и танталом. В остальных случаях продукты (табл. 2) зависят от концентрации HNO₃:

Таблица 2. Зависимость продуктов реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами от концентрации кислоты и активности металла

1. Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии с неметаллами азотная кислота восстанавливается до NONO или NO2NO_2:

S+6HNO3S + 6HNO_3(конц.) ⟶H2SO4+6NO2↑+2H2Olongrightarrow H_2SO_4 + 6NO_2↑ + 2H_2O

S+2HNO3S + 2HNO_3(разб.) ⟶H2SO4+2NO↑longrightarrow H_2SO_4 + 2NO↑

1. Взаимодействие со сложными веществами-восстановителями

FeS+4HNO3FeS + 4HNO_3(разб.) ⟶Fe(NO3)3+S+NO↑+2H2Olongrightarrow Fe(NO_3)_3 +S + NO↑ + 2H_2O

Взаимодействие с органическими соединениями

Взаимодействие углеводородов с азотной кислотой используется для введения в молекулу органического вещества нитрогруппы –NO2NO_2. В результате нитрования углеводородов образуются нитросоединения.

1. Реакция Коновалова (взаимодействие разбавленной азотной кислоты с алканами):

CH4+HNO3⟶CH3NO2+H2OCH_4 + HNO_3 longrightarrow CH_3NO_2 + H_2O

1. Нитрование аренов

C6H6+HNO3⟶C6H5NO2+H2OC_6H_6 + HNO_3 longrightarrow C_6H_5NO_2 + H_2O

Источники получения

В природе не встречается.

Способом производства является каталитическое окисление синтетического аммиака на платиновом катализаторе до смеси оксидов азота с дальнейшим поглощением их водой:

4NH3+5O2⟶4NO+6H2O4NH_3 + 5O_2 longrightarrow 4NO + 6H_2O

2NO+O2⟶2NO22NO + O_2 longrightarrow 2NO_2

4NO2+O2+2H2O⟶4HNO34NO_2 + O_2 + 2H_2O longrightarrow 4HNO_3

Применение

1. Производство минеральных удобрений (нитратов);
2. органический синтез (получение нитроалканов, анилиза, нитроцеллюлоз, тринитротолуола);
3. производство лекарственных средств (нитроглицерин);
4. военная промышленность (производство взрывчатых веществ, в качестве окислителя ракетного топлива, синтез отравляющих веществ);
5. травление печатных форм в станковой графике;
6. ювелирное дело (определение золота в сплаве).

Тест по теме «Азотная кислота»