Acidul azotic HNO 3 este un lichid incolor, are un miros înțepător și se evaporă ușor. Dacă intră în contact cu pielea, acidul azotic poate provoca arsuri grave (pe piele se formează o pată galbenă caracteristică, trebuie spălat imediat cu multă apă și apoi neutralizat cu sodă NaHCO3)
Acid azotic
Formula moleculară: HNO3, B(N) = IV, C.O. (N) = +5
Atomul de azot formează 3 legături cu atomii de oxigen prin mecanismul de schimb și 1 legătură prin mecanismul donor-acceptor.
Proprietăți fizice
HNO3 anhidru la temperatura obișnuită este un lichid volatil incolor cu un miros specific (pb 82,6 "C).
HNO3 concentrat „fumant” are o culoare roșie sau galbenă, deoarece se descompune odată cu eliberarea de NO2. Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport.
Cum să obțineți
I. Industrială - Sinteză în 3 etape după schema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3
Etapa 1: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Etapa 2: 2NO + O 2 = 2NO 2
Etapa 3: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
II. Laborator - încălzire prelungită a salitrului cu conc. H2SO4:
2NaNO3 (solid) + H2SO4 (conc.) = 2HNO3 + Na2SO4
Ba (NO 3 ) 2 ( tv ) + H 2 SO 4 (conc.) = 2HNO 3 + BaSO 4
Proprietăți chimice
HNO 3 ca acid puternic prezintă toate proprietățile generale ale acizilor
HNO 3 → H + + NO 3 -
HNO 3 este o substanță foarte reactivă. În reacțiile chimice, se manifestă ca un acid puternic și ca un agent oxidant puternic.
HNO 3 interacționează:
a) cu oxizi metalici 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
b) cu baze și hidroxizi amfoteri 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
c) cu săruri ale acizilor slabi 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
d) cu amoniac HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3
Diferența dintre HNO 3 și alți acizi
1. Când HNO 3 interacționează cu metalele, H 2 nu este aproape niciodată eliberat, deoarece ionii H + ai acidului nu participă la oxidarea metalelor.
2. În loc de ionii H +, anionii NO 3 - au efect oxidant.
3. HNO 3 este capabil să dizolve nu numai metalele situate în rândul de activitate din stânga hidrogenului, ci și metalele slab active - Cu, Ag, Hg. Într-un amestec cu HCI, se dizolvă și Au, Pt.
HNO 3 este un agent oxidant foarte puternic
I. Oxidarea metalelor:
Interacțiunea HNO 3: a) cu activitate scăzută și medie Me: 4HNO 3 (conc.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
8HNO 3 (razb.) + 3Сu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O
b) cu Me activ: 10HNO 3 (razb.) + 4Zn \u003d N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O
c) cu alcaline și alcalino-pământoase Me: 10HNO 3 (foarte diluat) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca (NO 3) 2 + 3H 2 O
HNO 3 foarte concentrat la temperatură normală nu dizolvă unele metale, inclusiv Fe, Al, Cr.
II. Oxidarea nemetalelor:
HNO 3 oxidează P, S, C la S.O. lor mai mare, în timp ce el însuși este redus la NO (HNO 3 diluat) sau la NO 2 (HNO 3 conc).
5HNO 3 + P \u003d 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O
2HNO3 + S = 2NO + H2SO4
III. Oxidarea substanțelor complexe:
Deosebit de importante sunt reacțiile de oxidare ale anumitor sulfuri de Me, care sunt insolubile în alți acizi. Exemple:
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 - agent de nitrare în reacțiile de sinteză organică
R-H + HO-NO2 → R-NO2 + H2O
C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O nitroetan
C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 + ZH 2 O trinitrotoluen
C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2) 3 OH + ZH 2 O trinitrofenol
HNO 3 esterifică alcoolii
R-OH + HO-NO2 → R-O-NO2 + H2O
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + ZH 2 O trinitrat de glicerol
Descompunerea HNO3
Când sunt depozitate la lumină, și mai ales când sunt încălzite, moleculele de HNO3 se descompun datorită redox intramolecular:
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Este eliberat un gaz otrăvitor roșu-brun NO 2, care sporește proprietățile oxidante agresive ale HNO 3
Săruri ale acidului azotic - nitrați Me (NO 3) n
Nitrații sunt substanțe cristaline incolore, solubile în apă. Au proprietăți chimice caracteristice sărurilor tipice.
Trăsături distinctive:
1) descompunere redox la încălzire;
2) proprietăți puternice de oxidare ale nitraților de metale alcaline topite.
Descompunere termică
1. Descompunerea nitraților metalelor alcaline și alcalino-pământoase:
Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2
2. Descompunerea nitraților metalici în seria de activitate a metalelor de la Mg la Cu:
Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2
3. Descompunerea nitraților metalici în seria de activitate a metalelor deasupra Cu:
Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2
Exemple de reacții tipice:
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
Acțiunea oxidativă a topiturii nitraților de metale alcaline
În soluțiile apoase, nitrații, spre deosebire de HNO3, nu prezintă aproape nicio activitate oxidativă. Cu toate acestea, topiturile de metale alcaline și nitrații de amoniu (nitrat) sunt agenți oxidanți puternici, deoarece se descompun odată cu eliberarea de oxigen activ.
Acizii azot și azotic și sărurile acestora
Acidul azot există fie în soluție, fie în fază gazoasă. Este instabil și se descompune în vapori când este încălzit:
2HNO2"NO + NO2 + H2O
Soluțiile apoase ale acestui acid se descompun atunci când sunt încălzite:
3HNO2"HNO3 + H2O + 2NO
Prin urmare, această reacție este reversibilă, deși dizolvarea NO 2 este însoțită de formarea a doi acizi: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
practic prin interacțiunea NO 2 cu apa se obține HNO 3:
3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NR
În ceea ce privește proprietățile acide, acidul azot este doar puțin mai puternic decât acidul acetic. Sărurile sale se numesc nitriți și, spre deosebire de acidul însuși, sunt stabile. Din soluțiile sărurilor sale, prin adăugarea de acid sulfuric, se poate obține o soluție de HNO2:
Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HNO 2 + BaSO 4 ¯
Pe baza datelor despre compușii săi, sunt sugerate două tipuri de structură a acidului azot:
care corespund nitriților și compușilor nitro. Nitriții metalelor active au o structură de tip I, iar metalele slab active - tipul II. Aproape toate sărurile acestui acid sunt foarte solubile, dar nitritul de argint este cel mai dificil dintre toate. Toate sărurile acidului azot sunt otrăvitoare. Pentru tehnologia chimică, KNO 2 și NaNO 2 sunt importante, care sunt necesare pentru producerea coloranților organici. Ambele săruri sunt obținute din oxizi de azot:
NO + NO 2 + NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O sau când nitrații lor sunt încălziți:
KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO
Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.
Dintre proprietățile chimice ale HNO 2, cele oxidative sunt mai pronunțate, în timp ce el însuși este redus la NO:
Cu toate acestea, pot fi date multe exemple de astfel de reacții, în care acidul azot prezintă proprietăți reducătoare:
Prezența acidului azot și a sărurilor sale într-o soluție poate fi determinată prin adăugarea unei soluții de iodură de potasiu și amidon. Ionul nitrit oxidează anionul iod. Această reacție necesită prezența H + , adică. rulează într-un mediu acid.
Acid azotic
În condiții de laborator, acidul azotic poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra nitraților:
NaNO 3 + H 2 SO 4 (c) \u003d NaHSO 4 + HNO 3 Reacția continuă cu încălzire ușoară.
Obținerea acidului azotic la scară industrială se realizează prin oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic:
1. Mai întâi, un amestec de amoniac și aer este trecut peste un catalizator de platină la 800°C. Amoniacul este oxidat la oxid nitric (II):
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
2. La răcire, NO este oxidat în continuare la NO 2: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
3. Oxidul nitric (IV) rezultat se dizolvă în apă în prezența excesului de O 2 pentru a forma HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3
Produsele inițiale - amoniacul și aerul - sunt curățate temeinic de impuritățile nocive care otrăvesc catalizatorul (hidrogen sulfurat, praf, uleiuri etc.).
Acidul rezultat este diluat (40-60%). Acidul azotic concentrat (96-98%) se obține prin distilarea acidului diluat amestecat cu acid sulfuric concentrat. În acest caz, doar acidul azotic se evaporă.
Proprietăți fizice
Acidul azotic este un lichid incolor cu un miros înțepător. Foarte higroscopic, „fum” în aer, pentru că. vaporii săi împreună cu umiditatea aerului formează picături de ceață. Miscibil cu apă în orice raport. La -41,6°C trece în stare cristalină. Fierbe la 82,6°C.
În HNO3, valența azotului este 4, starea de oxidare este +5. Formula structurală a acidului azotic este descrisă după cum urmează:
Ambii atomi de oxigen, legați doar de azot, sunt echivalenti: se află la aceeași distanță de atomul de azot și poartă fiecare câte o sarcină de jumătate de electron, adică. un sfert din azot este împărțit în mod egal între cei doi atomi de oxigen.
Structura electronică a acidului azotic poate fi derivată după cum urmează:
1. Un atom de hidrogen este legat de un atom de oxigen printr-o legătură covalentă:
2. Datorită electronului nepereche, atomul de oxigen formează o legătură covalentă cu atomul de azot:
3. Doi electroni neperechi ai atomului de azot formează o legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:
4. Al treilea atom de oxigen, fiind excitat, formează un liber 2p- orbital prin împerecherea electronilor. Interacțiunea unei perechi singure de azot cu un orbital liber al celui de-al treilea atom de oxigen duce la formarea unei molecule de acid azotic:
Proprietăți chimice
1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor. Aparține acizilor puternici. Se disociază în soluții apoase:
HNO 3 "H + + NO - 3 Sub influența căldurii și în lumină, se descompune parțial:
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Prin urmare, depozitați-l într-un loc răcoros și întunecat.
2. Acidul azotic se caracterizează prin proprietăți exclusiv oxidante. Cea mai importantă proprietate chimică este interacțiunea cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Recuperarea acidului azotic depinde de concentrația acestuia și de natura agentului reducător. Gradul de oxidare a azotului în produsele de reducere este în intervalul de la +4 la -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
Produșii de reducere în interacțiunea acidului azotic de diferite concentrații cu metale cu activitate diferită sunt prezentate mai jos în schemă.
Acidul azotic concentrat la temperatura normala nu interactioneaza cu aluminiul, cromul, fierul. Ea îi pune într-o stare pasivă. La suprafață se formează o peliculă de oxizi, care este impermeabilă la acidul concentrat.
3. Acidul azotic nu reacţionează cu Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina și aurul sunt dizolvate în „aqua regia” - un amestec de 3 volume de acid clorhidric concentrat și 1 volum de acid azotic concentrat:
Au + HNO 3 + 3HCl \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
Acțiunea „vodcii regale” este aceea că acidul azotic oxidează acidul clorhidric la clor liber:
HNO 3 + HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl 2NOCl \u003d 2NO + Cl 2 Clorul eliberat se combină cu metalele.
4. Nemetalele se oxidează de acid azotic la acizii corespunzători, iar în funcție de concentrație se reduce la NO sau NO 2:
S + bHNO 3 (conc) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 SAU + 5HNO 3 (conc) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O I 2 + 10HNO 3 (conc) \u003d 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3P + 5HNO 3 (p azb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO
5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.
Sărurile acidului azotic se numesc nitrați, sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Sunt obținute prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, a oxizilor și hidroxizilor acestora. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu sunt numiți salpetri. Salpetrul este folosit în principal ca îngrășământ mineral cu azot. În plus, KNO 3 este utilizat pentru prepararea pudrei negre (un amestec de 75% KNO 3 , 15% C și 10% S). Explozivul amonial este fabricat din NH4NO3, pulbere de aluminiu și trinitrotoluen.
Sărurile acidului azotic se descompun atunci când sunt încălzite, iar produsele de descompunere depind de poziția metalului care formează sare într-o serie de potențiale standard ale electrodului:
Descompunerea la încălzire (termoliza) este o proprietate importantă a sărurilor acidului azotic.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 +O 2
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + NO 2 + O 2
Sărurile metalice situate în rândul din stânga Mg formează nitriți și oxigen, de la Mg la Cu - oxid de metal, NO 2 și oxigen, după Cu - metal liber, NO 2 și oxigen.
Aplicație
Acidul azotic este cel mai important produs al industriei chimice. Sunt cheltuite cantități mari pentru prepararea îngrășămintelor cu azot, explozivilor, coloranților, materialelor plastice, fibrelor artificiale și a altor materiale. fumegând
acidul azotic este folosit în tehnologia rachetelor ca agent oxidant pentru combustibilul rachetei.
Un acid tare monobazic, care este un lichid incolor în condiții standard, care devine galben în timpul depozitării, poate fi în stare solidă, caracterizată prin două modificări cristaline (rețele monoclinice sau rombice), la temperaturi sub minus 41,6 °C. Această substanță cu formula chimică - HNO3 - se numește acid azotic. Are o masă molară de 63,0 g/mol, iar densitatea sa corespunde cu 1,51 g/cm³. Punctul de fierbere al acidului este de 82,6 °C, procesul este însoțit de descompunere (parțială): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. O soluție acidă cu o fracție de masă a substanței de bază egală cu 68% fierbe la o temperatură de 121 °C. substanță pură corespunde cu 1.397. Acidul este capabil să se amestece cu apa în orice raport și, fiind un electrolit puternic, se descompune aproape complet în ioni H+ și NO3-. Formele solide - trihidrat si monohidrat au formulele: HNO3. 3H2O și HNO3. respectiv H2O.
Acidul azotic este o substanță corozivă, toxică și un agent oxidant puternic. Încă din Evul Mediu, este cunoscut un astfel de nume ca „apa puternică” (Aqua fortis). Alchimiștii, care au descoperit acidul în secolul al XIII-lea, au dat acest nume, asigurându-se de proprietățile sale extraordinare (a corodat toate metalele cu excepția aurului), depășind de un milion de ori puterea acidului acetic, care la acea vreme era considerat cel mai activ. Dar, după alte trei secole, s-a constatat că până și aurul poate fi corodat de un amestec de acizi precum nitric și clorhidric într-un raport de volum de 1: 3, care din acest motiv a fost numit „aqua regia”. Apariția unei nuanțe galbene în timpul depozitării se datorează acumulării de oxizi de azot în ea. La vânzare, acidul este mai des cu o concentrație de 68%, iar atunci când conținutul de substanță principală este mai mare de 89%, se numește „fuming”.
Proprietățile chimice ale acidului azotic îl deosebesc de acizii sulfuric sau clorhidric diluați prin faptul că HNO3 este un agent oxidant mai puternic, astfel încât hidrogenul nu este niciodată eliberat în reacțiile cu metalele. Datorită proprietăților sale oxidante, reacționează și cu multe nemetale. În ambele cazuri, se formează întotdeauna dioxid de azot NO2. În reacțiile redox, reducerea azotului are loc în grade diferite: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, care este determinată de concentrația acidului și activitatea metalului. Moleculele compușilor rezultați conțin azot cu starea de oxidare: +5, +4, +3, +2, +1, 0, respectiv +3. De exemplu, cuprul este oxidat cu acid concentrat la azotat de cupru (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, iar fosforul la acid metafosforic: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.
În caz contrar, acidul azotic diluat interacționează cu nemetale. Exemplul de reacție cu fosforul: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO arată că azotul este redus la starea divalentă. Ca urmare, se formează monoxid de azot, iar fosforul este oxidat la Acid azotic concentrat amestecat cu acid clorhidric dizolvă aurul: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O și platină: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO + 3H2 + 8H2O. În aceste reacții, în stadiul inițial, acidul clorhidric este oxidat cu acid azotic cu eliberare de clor, iar apoi metalele formează cloruri complexe.
Acidul azotic la scară industrială este produs în trei moduri principale:
- Prima este interacțiunea sărurilor cu acidul sulfuric: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Anterior, aceasta era singura cale, dar, odată cu apariția altor tehnologii, este utilizată în prezent în laborator pentru obținerea acidului fumos.
- A doua este metoda arcului. Când aerul este suflat la o temperatură de 3000 până la 3500 ° C, o parte din azotul din aer reacționează cu oxigenul și se formează monoxid de azot: N2 + O2 → 2NO, care, după răcire, este oxidat în dioxid de azot (la temperaturi ridicate, monoxidul nu interacționează cu oxigenul): O2 + 2NO → 2NO2. Apoi, aproape tot dioxidul de azot, cu un exces de oxigen, se dizolvă în apă: 2H2O + 4NO2 + O2 → 4HNO3.
- A treia este metoda amoniacului. Amoniacul este oxidat pe un catalizator de platină la monoxid de azot: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Gazele azotate rezultate sunt răcite și se formează dioxid de azot, care este absorbit de apă. Această metodă produce un acid cu o concentrație de 60 până la 62%.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă în industrie pentru producerea de medicamente, coloranți, îngrășăminte cu azot și săruri de acid azotic. În plus, este folosit pentru dizolvarea metalelor (ex. cuprul, plumbul, argintul) care nu reacţionează cu alţi acizi. În bijuterii, este folosit pentru a determina aurul într-un aliaj (această metodă este cea principală).
Formula structurala
Formula adevărată, empirică sau brută: HNO3
Compoziția chimică a acidului azotic
Greutate moleculară: 63.012
Acid azotic ( HNO3) este un acid monobazic puternic. Acidul azotic solid formează două modificări cristaline cu rețele monoclinice și rombice.
Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport. În soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni. Formează un amestec azeotrop cu apă cu o concentrație de 68,4% și un bp t de 120 °C la presiunea atmosferică normală. Sunt cunoscuți doi hidrați solizi: monohidrat (HNO3·H2O) și trihidrat (HNO3·3H2O).
Azotul din acidul azotic este tetravalent, starea de oxidare +5. Acidul azotic este un lichid incolor care fumează în aer, punct de topire -41,59 °C, punct de fierbere +82,6 °C (la presiunea atmosferică normală) cu descompunere parțială. Acidul azotic este miscibil cu apa în toate proporțiile. Soluțiile apoase de HNO3 cu o fracție de masă de 0,95-0,98 sunt numite „acid azotic fumant”, cu o fracție de masă de 0,6-0,7 - acid azotic concentrat. Formează un amestec azeotrop cu apa (fracție de masă 68,4%, d20 = 1,41 g/cm, Tbp = 120,7 °C)
HNO 3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină. Când este încălzit, acidul azotic se descompune prin aceeași reacție. Acidul azotic poate fi distilat fără descompunere numai sub presiune redusă (punctul de fierbere indicat la presiunea atmosferică se află prin extrapolare).
Aurul, unele metale din grupa platinei și tantalul sunt inerte la acidul azotic în întregul interval de concentrații, restul metalelor reacţionează cu acesta, cursul reacției este determinat de concentrația sa.
Acidul azotic în orice concentrație prezintă proprietățile unui acid oxidant, în timp ce azotul este redus la o stare de oxidare de +5 până la -3. Adâncimea reducerii depinde în primul rând de natura agentului reducător și de concentrația acidului azotic.
Un amestec de acizi azotic și sulfuric se numește melange.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru a obține compuși nitro.
Un amestec de trei volume de acid clorhidric și un volum de acid azotic se numește acva regia. Aqua regia dizolvă majoritatea metalelor, inclusiv aurul și platina. Capacitatea sa puternică de oxidare se datorează clorului atomic și clorurii de nitrozil rezultate.
Acidul azotic este un acid puternic. Sărurile sale - nitrații - se obțin prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor sau carbonaților. Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Ionul nitrat nu se hidrolizează în apă. Nitrații sunt folosiți pe scară largă ca îngrășăminte. În același timp, aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă, prin urmare, sub formă de minerale, sunt extrem de mici în natură; excepțiile sunt azotatul chilian (de sodiu) și nitratul indian (nitratul de potasiu). Majoritatea nitraților sunt obținuți artificial.
În funcție de gradul de impact asupra organismului, acidul azotic aparține substanțelor din clasa a 3-a de pericol. Vaporii săi sunt foarte nocivi: vaporii provoacă iritații ale căilor respiratorii, iar acidul în sine lasă pe piele ulcere de lungă vindecare. Când este expus la piele, apare o colorare galbenă caracteristică a pielii din cauza reacției xantoproteice. Când este încălzit sau expus la lumină, acidul se descompune formând dioxid de azot NO 2 (gaz maro) foarte toxic. MPC pentru acid azotic în aerul zonei de lucru pentru NO 2 2 mg/m 3 .
· Producție industrială, aplicare și efect asupra organismului · Articole înrudite · Note · Literatură · Site oficial ·
HNO 3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină:
Când este încălzit, acidul azotic se descompune conform aceleiași reacții. Acidul azotic poate fi distilat (fără descompunere) numai sub presiune redusă (punctul de fierbere indicat la presiunea atmosferică se află prin extrapolare).
Aurul, unele metale din grupa platinei și tantalul sunt inerte față de acidul azotic în întregul interval de concentrații, restul metalelor reacţionează cu acesta, cursul reacției este determinat și de concentrația sa.
HNO 3 ca acid monobazic puternic interacționează:
a) cu oxizi bazici și amfoteri:
c) înlocuiește acizii slabi din sărurile lor:
Când fierbe sau este expus la lumină, acidul azotic se descompune parțial:
Acidul azotic la orice concentrație prezintă proprietățile unui acid oxidant, în plus, azotul este redus la o stare de oxidare de +4 până la 3. Profunzimea reducerii depinde în primul rând de natura agentului reducător și de concentrația de acid azotic. Ca acid oxidant, HNO3 interacționează:
a) cu metale aflate într-o serie de tensiuni la dreapta hidrogenului:
HNO3 concentrat
HNO3 diluat
b) cu metale aflate în seria tensiunilor la stânga hidrogenului:
Toate ecuațiile de mai sus reflectă doar cursul dominant al reacției. Aceasta înseamnă că, în aceste condiții, produsele acestei reacții sunt mai mult decât produsele altor reacții, de exemplu, când zincul reacţionează cu acidul azotic (fracția de masă a acidului azotic într-o soluție de 0,3), produsele vor conține cel mai mult NO. , dar va conține și (doar în cantități mai mici) și NO 2 , N 2 O, N 2 și NH 4 NO 3 .
Singurul model general în interacțiunea acidului azotic cu metalele: cu cât acidul este mai diluat și cu cât metalul este mai activ, cu atât azotul este mai profund redus:
Creșterea concentrației de acid creșterea activității metalelor
Acidul azotic, chiar și concentrat, nu interacționează cu aurul și platina. Fierul, aluminiul, cromul sunt pasivizate cu acid azotic concentrat la rece. Fierul interacționează cu acidul azotic diluat și, pe baza concentrației de acid, se formează nu numai diverși produși de reducere a azotului, ci și diverși produși de oxidare a fierului:
Acidul azotic oxidează nemetale, în timp ce azotul este de obicei redus la NO sau NO 2:
și substanțe complexe, de exemplu:
Unii compuși organici (de exemplu, amine, terebentină) se aprind spontan la contactul cu acidul azotic concentrat.
Unele metale (fier, crom, aluminiu, cobalt, nichel, mangan, beriliu), care reacţionează cu acidul azotic diluat, sunt pasivate de acidul azotic concentrat şi sunt rezistente la efectele acestuia.
Un amestec de acizi azotic și sulfuric se numește melange.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru a obține compuși nitro.
Un amestec de trei volume de acid clorhidric și un volum de acid azotic se numește acva regia. Vodca regală dizolvă majoritatea metalelor, inclusiv aurul și platina. Abilitățile sale puternice de oxidare se datorează clorului atomic și clorurii de nitrozil rezultate:
Nitrați
Acidul azotic este un acid puternic. Sărurile sale - nitrații - se obțin prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor sau carbonaților. Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Ionul nitrat nu se hidrolizează în apă.
Sărurile acidului azotic se descompun ireversibil atunci când sunt încălzite, iar compoziția produșilor de descompunere este determinată de cation:
a) nitrații metalelor aflate în seria tensiunilor din stânga magneziului:
b) nitrații de metale aflați într-o serie de tensiuni între magneziu și cupru:
c) nitrații metalelor situate într-o serie de tensiuni în dreapta mercurului:
d) azotat de amoniu:
Nitrații în soluții apoase practic nu prezintă proprietăți oxidante, dar la temperaturi ridicate în stare solidă sunt agenți oxidanți puternici, de exemplu, atunci când solidele sunt topite:
Zincul și aluminiul într-o soluție alcalină reduc nitrații la NH3:
Sărurile acidului azotic - nitrații - sunt utilizate pe scară largă ca îngrășăminte. În plus, aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă, așa că sunt extrem de puțini sub formă de minerale în natură; excepțiile sunt azotatul chilian (de sodiu) și nitratul indian (nitratul de potasiu). Majoritatea nitraților sunt obținuți artificial.
Sticla, fluoroplastul-4 nu reacţionează cu acidul azotic.
