Сообщение применение азотной кислоты. Азотная кислота (I). Промышленное получение азотной кислоты

Азотная кислота HNO 3 - бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO 3)

Азотная кислота

Молекулярная формула: HNO 3 , B(N) = IV, С.О. (N) = +5

Атом азота образует 3 связи с атомами кислорода по обменному механизму и 1 связь - по донорно-акцепторному механизму.

Физические свойства

Безводная HNO 3 при обычной температуре - бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6"С).

Концентрированная «дымящая» HNO 3 имеет красный или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO 2 . Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

I. Промышленный - 3-стадийный синтез по схеме: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

1 стадия: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2 стадия: 2NO + O 2 = 2NO 2

3 стадия: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Лабораторный - длительное нагревание селитры с конц. H 2 SO 4:

2NaNO 3 (тв.) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba(NO 3) 2 (тв) +H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Химические свойства

HNO 3 как сильная кислота проявляет все общие свойства кислот

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 - очень реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель.

HNO 3 взаимодействует:

а) с оксидами металлов 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

б) с основаниями и амфотерными гидроксидами 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

в) с солями слабых кислот 2HNO 3 + СaСO 3 = Ca(NO 3) 2 + СO 2 + H 2 O

г) с аммиаком HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Отличие HNO 3 от других кислот

1. При взаимодействии HNO 3 с металлами практически никогда не выделяется Н 2 , так как ионы H + кислоты не участвуют в окислении металлов.

2. Вместо ионов H + окисляющее действие оказывают анионы NO 3 - .

3. HNO 3 способна растворять не только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, но и малоактивные металлы - Си, Аg, Нg. В смеси с HCl растворяет также Au, Pt.

HNO 3 - очень сильный окислитель

I. Окисление металлов:

Взаимодействие HNO 3: а) с Me низкой и средней активности: 4HNO 3 (конц.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

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

б) с активными Me: 10HNO 3 (разб.) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

в) с щелочными и щелочноземельными Me: 10HNO 3 (оч. разб.) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

Очень концентрированная HNO 3 при обычной температуре не растворяет некоторые металлы, в том числе Fe, Al, Cr.

II. Окисление неметаллов:

HNO 3 окисляет Р, S, С до их высших С.О., сама при этом восстанавливается до NO (HNO 3 разб.) или до NO 2 (HNO 3 конц).

5HNO 3 + Р = 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO 3 + S = 2NO + H 2 SO 4

III. Окисление сложных веществ:

Особенно важными являются реакции окисления сульфидов некоторых Me, которые не растворяются в других кислотах. Примеры:

8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + ЗСu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - нитрующий агент в реакциях органического синтеза

R-Н + НО-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O нитроэтан

С 6 Н 5 СН 3 + 3HNO 3 → С 6 Н 2 (NO 2) 3 СН 3 + ЗH 2 O тринитротолуол

С 6 Н 5 ОН + 3HNO 3 → С 6 Н 5 (NO 2) 3 OH + ЗH 2 O тринитрофенол

HNO 3 этерифицирует спирты

R-ОН + НO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

С 3 Н 5 (ОН) 3 + 3HNO 3 → С 3 Н 5 (ONO 2) 3 + ЗH 2 O тринитрат глицерина

Разложение HNO 3

При хранении на свету, и особенно при нагревании, молекулы HNO 3 разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Выделяется красно-бурый ядовитый газ NO 2 , который усиливает агрессивно-окислительные свойства HNO 3

Соли азотной кислоты - нитраты Me(NO 3) n

Нитраты - бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде. Имеют химические свойства, характерные для типичных солей.

Отличительные особенности:

1) окислительно-восстановительное разложение при нагревании;

2) сильные окислительные свойства расплавленных нитратов щелочных металлов.

Термическое разложение

1. Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов от Mg до Cu:

Me(NO 3) n → Ме x О y + NO 2 + O 2

3. Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду активности металлов превее Cu:

Me(NO 3) n → Ме + NO 2 + O 2

Примеры типичных реакций:

1) 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Окислительное действие расплавов нитратов щелочных металлов

В водных растворах нитраты, в противоположность HNO 3 , почти не проявляют окислительной активности. Однако расплавы нитратов щелочных металлов и аммония (селитр) являются сильными окислителями, поскольку разлагаются с выделением активного кислорода.

: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Физические и физико-химические свойства

Фазовая диаграмма водного раствора азотной кислоты.

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен , степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO 3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d 20 = 1,41 г/см, T кип = 120,7 °C)

При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

• моногидрат HNO 3 ·H 2 O, T пл = −37,62 °C
• тригидрат HNO 3 ·3H 2 O, T пл = −18,47 °C

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

• моноклинная , пространственная группа P 2 1 /a, a = 1,623 нм, b = 0,857 нм, c = 0,631, β = 90°, Z = 16;

Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии , пространственная группа P na2, a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544, Z = 4;

Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением

где d — плотность в г/см³, с — массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:

Нитраты

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO 3 на металлы, оксиды , гидроксиды или карбонаты . Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью :

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее :

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Исторические сведения

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатах Джабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке . Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным , применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века .

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры , что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод

Азотная кислота - бесцветную жидкость с едким запахом, плотностью 1, 52 г/см3 , температура кипения 84°С, при температуре -41°С затвердевает в бесцветное кристаллическое вещество. Обычно применяемая на практике, концентрированная азотная кислота содержит 65 - 70% HNO3 (максимальная плотность 1, 4 г/см3); с водой кислота смешивается в любых соотношениях. Существует также дымящая азотная кислота с концентрацией 97 - 99%.

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. В то же время обращение с азотной кислотой менее опасно, чем, например, с серной, она быстро испаряется и не остаётся в неожиданных местах. Брызги азотной кислоты следует смывать большим количеством воды, а ещё лучше смачивать раствором соды.

Дымящая азотная кислота при хранении под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идёт разложение. Поэтому хранят её в прохладном и тёмном месте. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придаёт ей бурую окраску.

Разбавленную кислоту легко приготовить, выливая концентрированную кислоту в воду.

Разбавленную азотную кислоту хранят и перевозят в таре из хромистой стали, концентрированную – в алюминиевой таре, т.к. концентрированная кислота пассивирует алюминий, железо и хром из-за образования нерастворимых плёнок оксидов:

2Al + 6HNO3 = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.

Небольшие количества хранят в стеклянных бутылках. Азотная кислота сильно разъедает резину. Поэтому бутылки должны быть с притёртыми или полиэтиленовыми пробками.

Применяют азотную кислоту в основном в виде водных растворов, является одной из составных частей царской водки, содержится в пробирных кислотах. В промышленности применяют для получения комбинированных азотных удобрений, для растворения руд и концентратов, в производстве серной кислоты, различных органических нитропродуктов, в ракетной технике как окислитель горючего и т. д.

Промышленное получение азотной кислоты

Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При« описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причём продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов - окисление аммиака кислородом может протекать иначе.

Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определен-ном составе смеси происходит почти полное превращение

Образовавшийся NO легко переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины.
Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концен-трируют,
Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45%, а концентрированная-98 и 97%,

Применение азотной кислоты

Кислота азотная применяется в производство азотных и комбинированных удобрений (натриевой, аммиачной, кальциевой и калиевой селитры, нитрофоса, нитрофоски), различных сернокислых солей, взрывчатых веществ (тринитротолуола и др.), органических красителей.

В органическом синтезе широко применяется смесь концентрированной азотной кислоты и серной кислоты - «нитрующая смесь».

В металлургии азотная кислота применяется для растворения и травления металлов, а также для разделения золота и серебра. Также азотную кислоту применяют в химической промышленности, в производстве взрывчатых веществ, в производстве полупродуктов для получения синтетических красителей и других химикатов.

Кислота азотная техническая используется при никелировании, гальванизации и хромировании деталей, а ткаже в полиграфической промышленности. Широко используется кислота азотная в молочной, электротехнической промышленности.

Плотность растворов различной концентрации азотной кислоты

Одноосновная сильная кислота, представляющая собой в стандартных условиях бесцветную жидкость, которая при хранении желтеет, может находиться в твердом состоянии, характеризующемся двумя кристаллическими модификациями (моноклинная или ромбическая решетки), при температурах ниже минус 41,6 оС. Это вещество с химической формулой - HNO3 - называется азотная кислота. Имеет молярную массу 63,0 г/моль, а ее плотность соответствует 1,51 г/см³.

Азотная кислота - коррозионно активное, токсическое вещество и сильный окислитель. Со средних веков известно такое название, как «сильная вода» (Aqua fortis). Алхимики, открывшие кислоту в 13 веке, дали такое название, убедившись в ее необычайных свойствах (разъедала все металлы, кроме золота), превосходящих в миллион раз силу уксусной кислоты, которую в те времена считали самой активной. Но еще через три столетия было установлено, что разъедать, даже золото, может смесь таких кислот, как азотная и соляная в объемном соотношении 1:3, которую по этой причине и назвали «царская водка». Появление желтого оттенка при хранении объясняется накоплением в ней окислов азота. В продаже кислота чаще бывает с концентрацией 68 %, а при содержании основного вещества более 89 % ее называют «дымящей».

Применение азотной кислоты

Азотная кислота в промышленности широко применяется для получения лекарств, красителей, взрывчатых веществ, азотных удобрений и солей азотной кислоты. Кроме того, она используется для растворения металлов (например, медь, свинец, серебро), которые не реагируют с другими кислотами. В ювелирном деле используется для определения золота в сплаве (это способ является основным).

В органическом синтезе широко применяется смесь концентрированной азотной кислоты и серной кислоты - «нитрующая смесь».

В металлургии азотная кислота применяется для растворения и травления металлов, а также для разделения золота и серебра. Также азотную кислоту применяют в химической промышленности, в производстве взрывчатых веществ, в производстве полупродуктов для получения синтетических красителей и других химикатов.

Кислота азотная техническая используется при никелировании, гальванизации и хромировании деталей, а также в полиграфической промышленности. Широко используется кислота азотная в молочной, электротехнической промышленности.

Получение азотной кислоты

Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При« описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причём продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов - окисление аммиака кислородом может протекать иначе.

Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определён­ном составе смеси происходит почти полное превращение. Образовавшийся NO легко переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе платины. Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую 60%. При необходимости ее концен­трируют, Промышленностью выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45%, а концентрированная-98 и 97.

Азотная кислота — одна из самых сильных кислот, похожа на прозрачную жидкость, со слегка желтоватым оттенком, токсическое вещество. При взаимодействии паров кислоты с атмосферой, азотная кислота немного «дымит», преобразившись на небольшие туманные капли. Кроме всего прочего кислота чудесный окислитель, обширно применяется в разных сферах промышленности. Азотную кислоту применяют для производства селитры, минеральных удобрений и так далее. Даже в проявлении фотографии, ее добавляют для подкисления, в металлургической отрасли – для растворения металлов, а в полиграфии, нужна кислота для травления печати. Однако для человеческого организма, она представляет явный вред, и работая с ней, обязательно необходимы средства индивидуальной защиты.

Сферы применения азотной кислоты

Сущность азотной кислоты в народном хозяйстве просто неоспорима, трудно представить, наверное, себе аграрную фирму, которая, занимаясь, выращивание культур, не применяла бы данный тип кислот. Азотная кислота также свободно применяется в военной промышленности, окисляет топливо для ракет, разбавляет различные вещества. При изготовлении лекарств и красителей также не обойтись без азотной кислоты, а в ювелирном деле, ей просто нет равных, в плане определения части золота в общем золотом сплаве.

Общая доля потребности аграрных предприятий в азотной кислоте оценивается порядка 80 %, от общего уровня потребностей народного хозяйства, а вот на военную промышленность припадает всего 10%. Несмотря на взаимозаменяемость кислот при производстве, а также степени морального износа оборудований для ее производства, потребность с каждым годом растет. Большим преимуществом данного типа кислоты является способность смешиваться с водой в любых концентрациях, диссоциируя таким образом на ионы. Показатели промышленного роста и потребностей из года в год растут в геометрической прогрессии.