Азотная кислота

Определение и формула

Азотная кислота

Неорганическая сильная одноосновная кислота.

Формула

$HNO_3$

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.

Свойство	Описание
плотность	1,51 г/см3
молярная масса	63,01 г/моль
температура кипения	+82,6°C
температура плавления	-41,59 ᵒС

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:

$4HNO_3 \longrightarrow 4NO_2↑+ 2H_2O + O_2$↑

Такое же превращение азотная кислота претерпевает при нагревании.

Кислотные свойства

1. Диссоциация в воде

$HNO3 \longleftrightarrow H^+ + NO_3^-$

1. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

$MgO + 2HNO_3 \longrightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2O$

$ZnO + 2HNO_3 \longrightarrow Zn(NO_3)_2 + H_2O$

1. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами

$NaOH + HNO_3 \longrightarrow NaNO_3 + H_2O$

$Zn(OH)_2 + 2HNO_3 \longrightarrow Zn(NO_3)_2 + 2H_2O$

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

$BaCO_3 + 2HNO_3 \longrightarrow Ba(NO_3)_2 + CO_2↑ + H_2O$

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

Степень окисления азота	+4	+2	+1	0	-3
Формула вещества	NO2	NO	N2O	N2	NH4NO3

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

Формула кислоты	Концентрация	Активность металла	Продукты взаимодействия с кислотой
HNO3	Концентрированная	Независимо от активности металла	Соль + NO2 + Н2О
Разбавленная	Активный металл Li-Zn	Соль + N2 + Н2О
Металл средней активности Fe-Pb	Соль + N2O + Н2О
Неактивный металл (после Н2)	Соль + NO + Н2О
Очень разбавленная	Активный металл	Соль + NH4NO3 + Н2О

1. Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии с неметаллами азотная кислота восстанавливается до $NO$ или $NO_2$:

$S + 6HNO_3$(конц.) $\longrightarrow H_2SO_4 + 6NO_2↑ + 2H_2O$

$S + 2HNO_3$(разб.) $\longrightarrow H_2SO_4 + 2NO↑$

1. Взаимодействие со сложными веществами-восстановителями

$FeS + 4HNO_3$(разб.) $\longrightarrow Fe(NO_3)_3 +S + NO↑ + 2H_2O$

Взаимодействие с органическими соединениями

Взаимодействие углеводородов с азотной кислотой используется для введения в молекулу органического вещества нитрогруппы –$NO_2$. В результате нитрования углеводородов образуются нитросоединения.

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

$CH_4 + HNO_3 \longrightarrow CH_3NO_2 + H_2O$

1. Нитрование аренов

$C_6H_6 + HNO_3 \longrightarrow C_6H_5NO_2 + H_2O$

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:

$4NH_3 + 5O_2 \longrightarrow 4NO + 6H_2O$

$2NO + O_2 \longrightarrow 2NO_2$

$4NO_2 + O_2 + 2H_2O \longrightarrow 4HNO_3$

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).

Заказать статью по химии у экспертов биржи Студворк!

Тест по теме «Азотная кислота»