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.

Азотистая и азотная кислоты и их соли

Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:

2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О

Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:

3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO

Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и со­провождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3

практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:

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

По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:

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

На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:

которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных ме­таллов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо раствори­мы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красите­лей. Обе соли получают из оксидов азота:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:

KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO

Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.

Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислитель­ные, при этом сама она восстанавливается до NO:

Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:

Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в рас­творе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутст­вия Н + , т.е. протекает в кислой среде.

Азотная кислота

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:

NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.

Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислоро­дом воздуха:

1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платино­вым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О

2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутст­вии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3

Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очища­ют от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводо­род, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состо­яние. Кипит при 82,6°С.

В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:

Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноцен­ны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.

Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:

1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:

2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует кова­лентную связь с атомом азота:

3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:

4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие непо­деленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кис­лорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:

Химические свойства

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссо­циирует:

HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислитель­ные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зави­сит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в ин­тервале от +4 до -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

Продукты восстановления при взаимодействии азотной кисло­ты разной концентрации с металлами разной активности при­ведены ниже в схеме.

Концентрированная азотная кислота при обычной температу­ре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она пере­водит их в пассивное состояние. На поверхности образуется плен­ка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.

3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентриро­ванной азотной кислоты:

Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO­+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO­+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кис­лота окисляет соляную до свободного хлора:

HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.

4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливает­ся до NO или NO 2:

S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 ­+2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 ­+Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 ­+4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO­

5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.

Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидрокси­ды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются се­литрами. Селитры используются главным образом как минераль­ные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавлива­ют взрывчатое вещество аммонал.

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2 ­

2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 ­+O 2 ­

Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кисло­род, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.

Применение

Азотная кислота - важнейший продукт химической про­мышленности. Большие количества расходуются на приготовле­ние азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пласт­масс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая

азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окис­лителя ракетного топлива.

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. Температура кипения кислоты равняется 82,6 оС, процесс сопровождается разложением (частичным): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Раствор кислоты с массовой долей основного вещества, равной 68 % кипит при температуре 121 оС. чистого вещества соответствует 1,397. Кислота способна смешиваться с водой в любых соотношениях и, являясь сильным электролитом, почти полностью распадаться на ионы H+ и NO3-. Твердые формы — тригидрат и моногидрат имеют формулы: HNO3 . 3H2O и HNO3 . H2O соответственно.

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».

Химические свойства азотной кислоты отличают ее от разбавленной серной или соляной кислот тем, что HNO3 более сильный окислитель, поэтому никогда не выделяется водород в реакциях с металлами. Благодаря окислительным свойствам она реагирует также с многими неметаллами. И в том, и другом случае всегда образуется диоксид азота NO2. В окислительно-восстановительных реакциях восстановление азота происходит до различной степени: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, что определяется концентрацией кислоты и активностью металла. В молекулах образующихся соединений содержится азот со степенью окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3 соответственно. Например, медь окисляется концентрированной кислотой до нитрата меди (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, а фосфор — до метафосфорной кислоты: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.

Иначе взаимодействует разбавленная азотная кислота с неметаллами. На примере реакции с фосфором: 3P + 5HNO3 +2H2O → 3H3PO4 + 5NO видно, что азот восстанавливается до двухвалентного состояния. В результате образуется монооксид азота, а фосфор окисляется до Концентрированная азотная кислота в смеси с соляной кислотой растворяет золото: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O и платину: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO +3H2 + 8H2O. В этих реакциях на начальном этапе соляная кислота окисляется азотной с выделением хлора, а затем металлы образуют комплексные хлориды.

Азотная кислота в промышленных масштабах получается тремя основными способами:

1. Первый — взаимодействием солей с серной кислотой: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Раньше это способ был единственным, но, с появлением других технологий, в настоящее время его используют в лабораторных условиях для получения дымящей кислоты.
2. Второй — это дуговой способ. При продувании воздуха через с температурой от 3000 до 3500 оС, часть азота воздуха реагирует с кислородом, при этом образуется монооксид азота: N2 + O2 → 2NO, который после охлаждения окисляется до диоксида азота (при высокой температуре монооксид с кислородом не взаимодействует): O2 + 2NO → 2NO2. Затем, практически, весь диоксид азота, при избытке кислорода, растворяется в воде: 2H2O +4NO2 + O2 → 4HNO3.
3. Третий — это аммиачный способ. Аммиак окисляется на платиновом катализаторе до монооксида азота: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Образовавшиеся нитрозные газы охлаждаются, и образуется диоксид азота, который поглощается водой. Этим способом получают кислоту с концентрацией от 60 до 62 %.

Азотная кислота в промышленности широко применяется для получения лекарств, красителей, 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).

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: HNO 3

Химический состав Азотной кислоты

Молекулярная масса: 63,012

Азо́тная кислота́ (HNO 3 ) - сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. 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 %, d20 = 1,41 г/см, T кип = 120,7 °C)

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения. ри 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).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила.

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. Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

Азотная кислота по степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Её пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже долгозаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией. При нагреве или под действием света кислота разлагается с образованием высокотоксичного диоксида азота NO 2 (газа бурого цвета). ПДК для азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по NO 2 2 мг/м 3 .

· Промышленное производство, применение и действие на организм · Близкие статьи · Примечания · Литература · Официальный сайт ·

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).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции помимо этого определяется её концентрацией.

HNO 3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

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, помимо этого 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:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO 3

Разбавленная HNO 3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, к примеру, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

Увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем исходя из концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO 2:

и сложные вещества, к примеру:

Некоторые органические соединения (например амины, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большая часть металлов, в том числе Золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

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 ртути:

г) нитрат аммония:

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

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Соли азотной кислоты - нитраты - широко используются как удобрения. Помимо этого практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большая часть нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.