Salpetersäure HNO 3 ist eine farblose Flüssigkeit, hat einen stechenden Geruch und verdunstet leicht. Salpetersäure kann bei Hautkontakt schwere Verätzungen verursachen (auf der Haut bildet sich ein charakteristischer gelber Fleck, der sofort mit viel Wasser abgewaschen und anschließend mit NaHCO 3 -Soda neutralisiert werden sollte)

Salpetersäure

Summenformel: HNO 3 , B(N) = IV, C.O. (N) = +5

Das Stickstoffatom bildet 3 Bindungen mit Sauerstoffatomen durch den Austauschmechanismus und 1 Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Physikalische Eigenschaften

Wasserfreies HNO 3 ist bei gewöhnlicher Temperatur eine farblose flüchtige Flüssigkeit mit einem spezifischen Geruch (Sdp. 82,6 °C).

Konzentriertes "rauchendes" HNO 3 hat eine rote oder gelbe Farbe, da es sich unter Freisetzung von NO 2 zersetzt. Salpetersäure ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar.

Wie kommt man

I. Industriell - 3-Stufen-Synthese nach dem Schema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Stufe 1: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Stufe 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

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

II. Labor - längeres Erhitzen von Salpeter mit konz. H2SO4:

2NaNO 3 (fest) + H 2 SO 4 (konz.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba(NO 3) 2 (tv) + H 2 SO 4 (konz.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Chemische Eigenschaften

HNO 3 weist als starke Säure alle allgemeinen Eigenschaften von Säuren auf

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 ist eine sehr reaktive Substanz. Bei chemischen Reaktionen zeigt es sich als starke Säure und als starkes Oxidationsmittel.

HNO 3 interagiert:

a) mit Metalloxiden 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) mit Basen und amphoteren Hydroxiden 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) mit Salzen schwacher Säuren 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) mit Ammoniak HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Der Unterschied zwischen HNO 3 und anderen Säuren

1. Wenn HNO 3 mit Metallen wechselwirkt, wird H 2 fast nie freigesetzt, da H + -Ionen der Säure nicht an der Oxidation von Metallen teilnehmen.

2. Statt H + -Ionen wirken NO 3 - -Anionen oxidierend.

3. HNO 3 kann nicht nur Metalle in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff auflösen, sondern auch schwach aktive Metalle - Cu, Ag, Hg. Im Gemisch mit HCl löst es auch Au, Pt.

HNO 3 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel

I. Oxidation von Metallen:

Wechselwirkung von HNO 3: a) mit niedriger und mittlerer Aktivität Me: 4HNO 3 (konz.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (razb.) + 3Сu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O

b) mit aktivem Me: 10HNO 3 (razb.) + 4Zn \u003d N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O

c) mit Alkali- und Erdalkali-Me: 10HNO 3 (sehr verdünnt) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca (NO 3) 2 + 3H 2 O

Sehr konzentriertes HNO 3 bei normaler Temperatur löst einige Metalle nicht, einschließlich Fe, Al, Cr.

II. Oxidation von Nichtmetallen:

HNO 3 oxidiert P, S, C zu ihrem höheren SO, während es selbst zu NO (HNO 3 verdünnt) oder zu NO 2 (HNO 3 conc) reduziert wird.

5HNO 3 + P \u003d 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

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

III. Oxidation komplexer Stoffe:

Besonders wichtig sind die Oxidationsreaktionen bestimmter Me-Sulfide, die in anderen Säuren unlöslich sind. Beispiele:

8HNO 3 + PbS \u003d 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + 3Сu 2 S \u003d 10NO + 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - Nitrierungsmittel in organischen Synthesereaktionen

R-H + HO-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O Nitroethan

C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2 ) 3 CH 3 + ZH 2 O Trinitrotoluol

C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2 ) 3 OH + ZH 2 O Trinitrophenol

HNO 3 verestert Alkohole

R-OH + HO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + ZH 2 O Glyceroltrinitrat

Zersetzung von HNO 3

Bei Lichtlagerung und insbesondere bei Erwärmung zersetzen sich HNO 3 -Moleküle durch intramolekulares Redox:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Es wird ein rotbraunes Giftgas NO 2 freigesetzt, das die aggressiven Oxidationseigenschaften von HNO 3 verstärkt

Salze der Salpetersäure - Nitrate Me (NO 3) k

Nitrate sind farblose kristalline Substanzen, die in Wasser löslich sind. Sie haben chemische Eigenschaften, die für typische Salze charakteristisch sind.

Unterscheidungsmerkmale:

1) Redoxzersetzung beim Erhitzen;

2) starke oxidierende Eigenschaften von geschmolzenen Alkalimetallnitraten.

Thermische Zersetzung

1. Zersetzung von Nitraten von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Zersetzung von Metallnitraten in der Aktivitätsreihe der Metalle von Mg bis Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Zersetzung von Metallnitraten in der Aktivitätsreihe der Metalle oberhalb von Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Beispiele für typische Reaktionen:

1) 2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

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

3) 2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Oxidative Wirkung von Schmelzen von Alkalimetallnitraten

In wässrigen Lösungen zeigen Nitrate im Gegensatz zu HNO 3 fast keine oxidative Aktivität. Schmelzen von Alkalimetall- und Ammoniumnitraten (Nitrat) sind jedoch starke Oxidationsmittel, da sie sich unter Freisetzung von Aktivsauerstoff zersetzen.

Salpetrige und Salpetersäure und ihre Salze

Salpetrige Säure existiert entweder in Lösung oder in der Gasphase. Es ist instabil und zersetzt sich beim Erhitzen in Dämpfe:

2HNO 2 "NO + NO 2 + H 2 O

Wässrige Lösungen dieser Säure zersetzen sich beim Erhitzen:

3HNO 2 "HNO 3 + H 2 O + 2NO

Diese Reaktion ist daher reversibel, obwohl die Auflösung von NO 2 von der Bildung zweier Säuren begleitet wird: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3

praktisch durch die Wechselwirkung von NO 2 mit Wasser wird HNO 3 erhalten:

3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NO

Hinsichtlich der sauren Eigenschaften ist salpetrige Säure nur geringfügig stärker als Essigsäure. Seine Salze werden Nitrite genannt und sind im Gegensatz zur Säure selbst stabil. Aus Lösungen seiner Salze kann durch Zugabe von Schwefelsäure eine Lösung von HNO 2 erhalten werden:

Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HNO 2 + BaSO 4 ¯

Basierend auf Daten zu ihren Verbindungen werden zwei Strukturtypen von salpetriger Säure vorgeschlagen:

die Nitriten und Nitroverbindungen entsprechen. Nitrite von aktiven Metallen haben eine Typ-I-Struktur und schwach aktive Metalle - Typ II. Fast alle Salze dieser Säure sind gut löslich, aber Silbernitrit ist das schwierigste von allen. Alle Salze der salpetrigen Säure sind giftig. Für die chemische Technologie sind KNO 2 und NaNO 2 wichtig, die für die Herstellung von organischen Farbstoffen benötigt werden. Beide Salze werden aus Stickoxiden gewonnen:

NO + NO 2 + NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O oder wenn ihre Nitrate erhitzt werden:

KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO

Pb wird benötigt, um den freigesetzten Sauerstoff zu binden.

Von den chemischen Eigenschaften von HNO 2 sind die oxidativen stärker ausgeprägt, während es selbst zu NO reduziert wird:

Es können jedoch viele Beispiele für solche Reaktionen angeführt werden, bei denen salpetrige Säure reduzierende Eigenschaften aufweist:

Das Vorhandensein von salpetriger Säure und ihren Salzen in einer Lösung kann durch Zugabe einer Lösung aus Kaliumiodid und Stärke bestimmt werden. Das Nitrition oxidiert das Iodanion. Diese Reaktion erfordert die Anwesenheit von H + , d.h. läuft in einer sauren Umgebung.

Salpetersäure

Salpetersäure kann unter Laborbedingungen durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf Nitrate gewonnen werden:

NaNO 3 + H 2 SO 4 (c) \u003d NaHSO 4 + HNO 3 Die Reaktion verläuft unter leichtem Erhitzen.

Die großtechnische Gewinnung von Salpetersäure erfolgt durch katalytische Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff:

1. Zunächst wird ein Gemisch aus Ammoniak und Luft bei 800 °C über einen Platinkatalysator geleitet. Ammoniak wird zu Stickoxid (II) oxidiert:

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

2. Beim Abkühlen wird NO weiter zu NO 2 oxidiert: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

3. Das resultierende Stickoxid (IV) löst sich in Gegenwart von überschüssigem O 2 in Wasser unter Bildung von HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3

Die Ausgangsprodukte - Ammoniak und Luft - werden gründlich von schädlichen Verunreinigungen gereinigt, die den Katalysator vergiften (Schwefelwasserstoff, Staub, Öle usw.).

Die resultierende Säure ist verdünnt (40-60%). Konzentrierte Salpetersäure (96-98%) wird durch Destillation von verdünnter Säure gemischt mit konzentrierter Schwefelsäure gewonnen. In diesem Fall verdampft nur Salpetersäure.

Physikalische Eigenschaften

Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Sehr hygroskopisch, "Rauch" in der Luft, weil. seine Dämpfe bilden mit Luftfeuchtigkeit Nebeltropfen. Mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. Bei -41,6°C geht es in einen kristallinen Zustand über. Siedet bei 82,6°C.

In HNO 3 ist die Stickstoffwertigkeit 4, die Oxidationsstufe ist +5. Die Strukturformel von Salpetersäure ist wie folgt dargestellt:

Die beiden nur an Stickstoff gebundenen Sauerstoffatome sind äquivalent: Sie sind vom Stickstoffatom gleich weit entfernt und tragen jeweils eine halbe Elektronenladung, d.h. ein Viertel des Stickstoffs wird zu gleichen Teilen zwischen den beiden Sauerstoffatomen aufgeteilt.

Die elektronische Struktur von Salpetersäure lässt sich wie folgt ableiten:

1. Ein Wasserstoffatom ist durch eine kovalente Bindung an ein Sauerstoffatom gebunden:

2. Aufgrund des ungepaarten Elektrons geht das Sauerstoffatom eine kovalente Bindung mit dem Stickstoffatom ein:

3. Zwei ungepaarte Elektronen des Stickstoffatoms gehen mit dem zweiten Sauerstoffatom eine kovalente Bindung ein:

4. Das dritte angeregte Sauerstoffatom bildet ein freies 2p- Orbital durch Elektronenpaarung. Die Wechselwirkung eines einsamen Stickstoffpaares mit einem freien Orbital des dritten Sauerstoffatoms führt zur Bildung eines Salpetersäuremoleküls:

Chemische Eigenschaften

1. Verdünnte Salpetersäure weist alle Eigenschaften von Säuren auf. Es gehört zu starken Säuren. Dissoziiert in wässrigen Lösungen:

HNO 3 "H + + NO - 3 Unter Wärmeeinfluss und im Licht zersetzt es sich teilweise:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Bewahren Sie es daher an einem kühlen und dunklen Ort auf.

2. Salpetersäure zeichnet sich durch ausschließlich oxidierende Eigenschaften aus. Die wichtigste chemische Eigenschaft ist die Wechselwirkung mit fast allen Metallen. Wasserstoff wird nie freigesetzt. Die Rückgewinnung von Salpetersäure hängt von ihrer Konzentration und der Art des Reduktionsmittels ab. Der Grad der Stickstoffoxidation in den Reduktionsprodukten liegt im Bereich von +4 bis -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Die Reduktionsprodukte bei der Wechselwirkung von Salpetersäure unterschiedlicher Konzentration mit Metallen unterschiedlicher Aktivität sind unten im Schema dargestellt.

Konzentrierte Salpetersäure bei normaler Temperatur interagiert nicht mit Aluminium, Chrom, Eisen. Sie versetzt sie in einen passiven Zustand. Auf der Oberfläche bildet sich ein Oxidfilm, der für konzentrierte Säure undurchlässig ist.

3. Salpetersäure reagiert nicht mit Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platin und Gold werden in "Königswasser" gelöst - einer Mischung aus 3 Volumen konzentrierter Salzsäure und 1 Volumen konzentrierter Salpetersäure:

Au + HNO 3 + 3 HCl \u003d AuCl 3 + NO + 2H 2 O HCl + AuCl 3 \u003d H

3Pt + 4HNO 3 + 12HCl \u003d 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O 2HCl + PtCl 4 \u003d H 2

Die Wirkung von "Royal Vodka" besteht darin, dass Salpetersäure Salzsäure zu freiem Chlor oxidiert:

HNO 3 + HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl 2NOCl \u003d 2NO + Cl 2 Das freigesetzte Chlor verbindet sich mit Metallen.

4. Nichtmetalle werden durch Salpetersäure zu den entsprechenden Säuren oxidiert und je nach Konzentration zu NO oder NO 2 reduziert:

S + bHNO 3 (Konz) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 ODER + 5HNO 3 (Konz) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O I 2 + 10HNO 3 (Konz) \u003d 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3P + 5HNO 3 (pazb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO

5. Es interagiert auch mit organischen Verbindungen.

Salze der Salpetersäure werden Nitrate genannt, sie sind kristalline Substanzen, die in Wasser gut löslich sind. Sie werden durch Einwirkung von HNO 3 auf Metalle, deren Oxide und Hydroxide erhalten. Kalium-, Natrium-, Ammonium- und Calciumnitrate werden als Salpeter bezeichnet. Salpeter wird hauptsächlich als mineralischer Stickstoffdünger verwendet. Außerdem wird KNO 3 zur Herstellung von Schwarzpulver verwendet (eine Mischung aus 75 % KNO 3 , 15 % C und 10 % S). Ammoniaksprengstoff wird aus NH 4 NO 3 , Aluminiumpulver und Trinitrotoluol hergestellt.

Salpetersäuresalze zersetzen sich beim Erhitzen, und die Zersetzungsprodukte hängen von der Position des salzbildenden Metalls in einer Reihe von Standardelektrodenpotentialen ab:

Die Zersetzung beim Erhitzen (Thermolyse) ist eine wichtige Eigenschaft von Salpetersäuresalzen.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + NO 2 + O 2

Metallsalze in der Reihe links von Mg bilden Nitrite und Sauerstoff, von Mg bis Cu - Metalloxid, NO 2 und Sauerstoff, nach Cu - freies Metall, NO 2 und Sauerstoff.

Anwendung

Salpetersäure ist das wichtigste Produkt der chemischen Industrie. Große Mengen werden für die Herstellung von Stickstoffdüngern, Sprengstoffen, Farbstoffen, Kunststoffen, Kunstfasern und anderen Materialien ausgegeben. rauchend

Salpetersäure wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff verwendet.

Eine einbasige starke Säure, die unter Normalbedingungen eine farblose Flüssigkeit ist, die sich während der Lagerung gelb verfärbt, kann bei Temperaturen unter minus 41,6 °C in einem festen Zustand vorliegen, der durch zwei kristalline Modifikationen (monokline oder rhombische Gitter) gekennzeichnet ist. Diese Substanz mit der chemischen Formel - HNO3 - wird Salpetersäure genannt. Es hat eine Molmasse von 63,0 g / mol und seine Dichte entspricht 1,51 g / cm³. Der Siedepunkt der Säure beträgt 82,6 °C, der Prozess wird von Zersetzung (teilweise) begleitet: 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Eine saure Lösung mit einem Massenanteil der basischen Substanz von 68 % siedet bei einer Temperatur von 121 °C. Reinsubstanz entspricht 1,397. Die Säure kann sich in jedem Verhältnis mit Wasser mischen und als starker Elektrolyt fast vollständig in H+ und NO3- Ionen zerfallen. Feste Formen - Trihydrat und Monohydrat haben die Formeln: HNO3. 3H2O und HNO3. H2O bzw.

Salpetersäure ist eine ätzende, giftige Substanz und ein starkes Oxidationsmittel. Seit dem Mittelalter ist ein Name wie „starkes Wasser“ (Aqua fortis) bekannt. Die Alchemisten, die die Säure im 13. Jahrhundert entdeckten, gaben diesen Namen und vergewisserten sich ihrer außergewöhnlichen Eigenschaften (sie korrodierte alle Metalle außer Gold), die die millionenfache Stärke der Essigsäure übertrafen, die damals als die aktivste galt. Aber nach weiteren drei Jahrhunderten wurde festgestellt, dass sogar Gold durch eine Mischung aus Säuren wie Salpeter- und Salzsäure im Volumenverhältnis 1: 3 angegriffen werden kann, die aus diesem Grund „Königswasser“ genannt wurde. Das Auftreten einer gelben Tönung während der Lagerung ist auf die Ansammlung von Stickoxiden darin zurückzuführen. Säure wird häufiger mit einer Konzentration von 68% verkauft, und wenn der Gehalt der Hauptsubstanz mehr als 89% beträgt, spricht man von "Rauchen".

Salpetersäure unterscheidet sich in ihren chemischen Eigenschaften von verdünnter Schwefel- oder Salzsäure dadurch, dass HNO3 ein stärkeres Oxidationsmittel ist, sodass bei Reaktionen mit Metallen niemals Wasserstoff freigesetzt wird. Aufgrund seiner oxidierenden Eigenschaften reagiert es auch mit vielen Nichtmetallen. In beiden Fällen entsteht immer Stickstoffdioxid NO2. Bei Redoxreaktionen findet eine Stickstoffreduktion in unterschiedlichem Ausmaß statt: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, das durch die Konzentration der Säure und die Aktivität des Metalls bestimmt wird. Die Moleküle der resultierenden Verbindungen enthalten Stickstoff mit der Oxidationsstufe: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3. Beispielsweise wird Kupfer mit konzentrierter Säure zu Kupfer(II)nitrat oxidiert: Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O und Phosphor zu Metaphosphorsäure: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.

Andernfalls reagiert verdünnte Salpetersäure mit Nichtmetallen. Das Beispiel der Reaktion mit Phosphor: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO zeigt, dass Stickstoff in den zweiwertigen Zustand reduziert wird. Dadurch entsteht Stickstoffmonoxid und Phosphor wird zu Konzentrierte Salpetersäure gemischt mit Salzsäure löst Gold: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O und Platin: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO + 3H2 + 8H2O. Bei diesen Reaktionen wird im Anfangsstadium Salzsäure mit Salpetersäure unter Freisetzung von Chlor oxidiert, und dann bilden die Metalle komplexe Chloride.

Salpetersäure wird im industriellen Maßstab auf drei Arten hergestellt:

1. Die erste ist die Wechselwirkung von Salzen mit Schwefelsäure: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Früher war dies der einzige Weg, aber mit dem Aufkommen anderer Technologien wird es derzeit im Labor verwendet, um rauchende Säure zu erhalten.
2. Die zweite ist die Bogenmethode. Beim Durchblasen von Luft mit einer Temperatur von 3000 bis 3500 ° C reagiert ein Teil des Stickstoffs in der Luft mit Sauerstoff und es entsteht Stickstoffmonoxid: N2 + O2 → 2NO, das nach dem Abkühlen zu Stickstoffdioxid oxidiert wird (bei hohe Temperaturen, Monoxid interagiert nicht mit Sauerstoff): O2 + 2NO → 2NO2. Dann löst sich fast alles Stickstoffdioxid mit einem Überschuss an Sauerstoff in Wasser: 2H2O + 4NO2 + O2 → 4HNO3.
3. Das dritte ist das Ammoniak-Verfahren. Ammoniak wird an einem Platinkatalysator zu Stickstoffmonoxid oxidiert: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Die entstehenden nitrosen Gase werden abgekühlt und es entsteht Stickstoffdioxid, das von Wasser absorbiert wird. Dieses Verfahren erzeugt eine Säure mit einer Konzentration von 60 bis 62 %.

Salpetersäure wird in der Industrie häufig zur Herstellung von Arzneimitteln, Farbstoffen, Stickstoffdüngemitteln und Salpetersäuresalzen verwendet. Außerdem dient es zum Auflösen von Metallen (z. B. Kupfer, Blei, Silber), die mit anderen Säuren nicht reagieren. In Schmuck wird es verwendet, um Gold in einer Legierung zu bestimmen (diese Methode ist die wichtigste).

Strukturformel

Wahre, empirische oder grobe Formel: HNO3

Chemische Zusammensetzung von Salpetersäure

Molekulargewicht: 63,012

Salpetersäure ( HNO3) ist eine starke einbasige Säure. Feste Salpetersäure bildet zwei kristalline Modifikationen mit monoklinen und rhombischen Gittern.

Salpetersäure ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. In wässrigen Lösungen dissoziiert es fast vollständig in Ionen. Es bildet mit Wasser ein azeotropes Gemisch mit einer Konzentration von 68,4 % und einem Siedepunkt von 120 °C bei normalem atmosphärischem Druck. Zwei feste Hydrate sind bekannt: Monohydrat (HNO 3 ·H 2 O) und Trihydrat (HNO 3 ·3H 2 O).

Stickstoff in Salpetersäure ist vierwertig, Oxidationsstufe +5. Salpetersäure ist eine farblose, an der Luft rauchende Flüssigkeit, Schmelzpunkt −41,59 °C, Siedepunkt +82,6 °C (bei normalem Atmosphärendruck) mit teilweiser Zersetzung. Salpetersäure ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. Wässrige Lösungen von HNO 3 mit einem Massenanteil von 0,95-0,98 werden als "rauchende Salpetersäure" bezeichnet, mit einem Massenanteil von 0,6-0,7 - konzentrierter Salpetersäure. Bildet mit Wasser ein azeotropes Gemisch (Massenanteil 68,4 %, d20 = 1,41 g/cm, Tbp = 120,7 °C)

Hochkonzentrierte HNO 3 hat aufgrund des im Licht ablaufenden Zersetzungsprozesses meist eine braune Farbe. Beim Erhitzen zersetzt sich Salpetersäure durch die gleiche Reaktion. Salpetersäure kann nur unter vermindertem Druck unzersetzt destilliert werden (der angegebene Siedepunkt bei Atmosphärendruck wird durch Extrapolation ermittelt).

Gold, einige Metalle der Platingruppe und Tantal sind gegenüber Salpetersäure im gesamten Konzentrationsbereich inert, die übrigen Metalle reagieren mit ihr, der Reaktionsverlauf wird durch ihre Konzentration bestimmt.

Salpetersäure weist in beliebiger Konzentration die Eigenschaften einer oxidierenden Säure auf, während Stickstoff auf eine Oxidationsstufe von +5 bis –3 reduziert wird. Die Reduktionstiefe hängt in erster Linie von der Art des Reduktionsmittels und von der Konzentration an Salpetersäure ab.

Eine Mischung aus Salpeter- und Schwefelsäure wird als Melange bezeichnet.

Salpetersäure wird häufig verwendet, um Nitroverbindungen zu erhalten.

Eine Mischung aus drei Volumen Salzsäure und einem Volumen Salpetersäure wird als Königswasser bezeichnet. Königswasser löst die meisten Metalle auf, einschließlich Gold und Platin. Seine starke Oxidationsfähigkeit beruht auf dem entstehenden atomaren Chlor und Nitrosylchlorid.

Salpetersäure ist eine starke Säure. Seine Salze - Nitrate - werden durch Einwirkung von HNO 3 auf Metalle, Oxide, Hydroxide oder Carbonate gewonnen. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Das Nitration hydrolysiert nicht in Wasser. Nitrate werden häufig als Düngemittel verwendet. Gleichzeitig sind fast alle Nitrate sehr gut wasserlöslich, daher sind sie in Form von Mineralien von Natur aus äußerst klein; Ausnahmen sind chilenisches (Natrium-) Nitrat und indisches Nitrat (Kaliumnitrat). Die meisten Nitrate werden künstlich gewonnen.

Salpetersäure gehört nach dem Grad der Einwirkung auf den Körper zu Stoffen der 3. Gefahrenklasse. Seine Dämpfe sind sehr schädlich: Die Dämpfe reizen die Atemwege, und die Säure selbst hinterlässt lange heilende Geschwüre auf der Haut. Bei Kontakt mit der Haut tritt aufgrund der Xantoprotein-Reaktion eine charakteristische Gelbfärbung der Haut auf. Beim Erhitzen oder Lichteinfall zersetzt sich die Säure zum hochgiftigen Stickstoffdioxid NO 2 (Braungas). MPC für Salpetersäure in der Luft des Arbeitsbereichs für NO 2 2 mg/m 3 .

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Hochkonzentrierte HNO 3 hat aufgrund des Zersetzungsprozesses im Licht meist eine braune Farbe:

Beim Erhitzen zersetzt sich Salpetersäure nach der gleichen Reaktion. Salpetersäure kann nur unter vermindertem Druck (ohne Zersetzung) destilliert werden (der angegebene Siedepunkt bei Atmosphärendruck wird durch Extrapolation ermittelt).

Gold, einige Metalle der Platingruppe und Tantal sind gegenüber Salpetersäure im gesamten Konzentrationsbereich inert, die übrigen Metalle reagieren mit ihr, der Reaktionsverlauf wird auch von ihrer Konzentration bestimmt.

HNO 3 als starke einbasige Säure interagiert:

a) mit basischen und amphoteren Oxiden:

c) verdrängt schwache Säuren aus ihren Salzen:

Beim Kochen oder Lichteinwirkung zersetzt sich Salpetersäure teilweise:

Salpetersäure weist in jeder Konzentration die Eigenschaften einer oxidierenden Säure auf, zusätzlich wird Stickstoff auf eine Oxidationsstufe von +4 bis 3 reduziert. Die Reduktionstiefe hängt in erster Linie von der Art des Reduktionsmittels und von der Konzentration der Salpetersäure ab. Als oxidierende Säure wirkt HNO 3 wie folgt:

a) mit Metallen, die in einer Reihe von Spannungen rechts von Wasserstoff stehen:

Konzentriertes HNO 3

Verdünnte HNO 3

b) mit Metallen, die in der Spannungsreihe links von Wasserstoff stehen:

Alle obigen Gleichungen geben nur den dominanten Reaktionsverlauf wieder. Dies bedeutet, dass unter diesen Bedingungen die Produkte dieser Reaktion mehr sind als die Produkte anderer Reaktionen, beispielsweise wenn Zink mit Salpetersäure (Massenanteil von Salpetersäure in einer Lösung von 0,3) reagiert, enthalten die Produkte am meisten NO , enthält aber auch (nur in geringeren Mengen) und NO 2 , N 2 O, N 2 und NH 4 NO 3 .

Einziges allgemeines Muster bei der Wechselwirkung von Salpetersäure mit Metallen: Je verdünnter die Säure und je aktiver das Metall, desto tiefer wird Stickstoff reduziert:

Erhöhung der Säurekonzentration Erhöhung der Metallaktivität

Salpetersäure, selbst konzentriert, interagiert nicht mit Gold und Platin. Eisen, Aluminium, Chrom werden mit kalter konzentrierter Salpetersäure passiviert. Eisen reagiert mit verdünnter Salpetersäure, und je nach Säurekonzentration entstehen nicht nur verschiedene Stickstoffreduktionsprodukte, sondern auch verschiedene Eisenoxidationsprodukte:

Salpetersäure oxidiert Nichtmetalle, während Stickstoff normalerweise zu NO oder NO 2 reduziert wird:

und komplexe Substanzen, zum Beispiel:

Einige organische Verbindungen (z. B. Amine, Terpentin) entzünden sich spontan bei Kontakt mit konzentrierter Salpetersäure.

Einige Metalle (Eisen, Chrom, Aluminium, Kobalt, Nickel, Mangan, Beryllium), die mit verdünnter Salpetersäure reagieren, werden durch konzentrierte Salpetersäure passiviert und sind gegen ihre Wirkung resistent.

Eine Mischung aus Salpeter- und Schwefelsäure wird als Melange bezeichnet.

Salpetersäure wird häufig verwendet, um Nitroverbindungen zu erhalten.

Eine Mischung aus drei Volumen Salzsäure und einem Volumen Salpetersäure wird als Königswasser bezeichnet. Royal Wodka löst die meisten Metalle auf, einschließlich Gold und Platin. Seine starke Oxidationsfähigkeit beruht auf dem entstehenden atomaren Chlor und Nitrosylchlorid:

Nitrate

Salpetersäure ist eine starke Säure. Seine Salze - Nitrate - werden durch Einwirkung von HNO 3 auf Metalle, Oxide, Hydroxide oder Carbonate gewonnen. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Das Nitration hydrolysiert nicht in Wasser.

Salze der Salpetersäure zersetzen sich beim Erhitzen irreversibel, und die Zusammensetzung der Zersetzungsprodukte wird durch das Kation bestimmt:

a) Nitrate von Metallen, die in der Spannungsreihe links von Magnesium stehen:

b) Nitrate von Metallen, die in einer Reihe von Spannungen zwischen Magnesium und Kupfer liegen:

c) Nitrate von Metallen, die sich in einer Reihe von Spannungen rechts von Quecksilber befinden:

d) Ammoniumnitrat:

Nitrate zeigen in wässrigen Lösungen praktisch keine oxidierenden Eigenschaften, sind aber bei hohen Temperaturen im festen Zustand starke Oxidationsmittel, z. B. beim Aufschmelzen von Festkörpern:

Zink und Aluminium reduzieren in alkalischer Lösung Nitrate zu NH 3:

Salpetersäuresalze - Nitrate - werden häufig als Düngemittel verwendet. Darüber hinaus sind fast alle Nitrate sehr gut wasserlöslich, sodass es in der Natur nur äußerst wenige davon in Form von Mineralien gibt; Ausnahmen sind chilenisches (Natrium-) Nitrat und indisches Nitrat (Kaliumnitrat). Die meisten Nitrate werden künstlich gewonnen.

Glas, Fluoroplast-4 reagieren nicht mit Salpetersäure.