Săruri de amoniu. Acid azot. Proprietăți ale descompunerii acidului azot Hno2

Acidul azot există fie în soluție, fie în fază gazoasă. Este instabil și, atunci când este încălzit, se dezintegrează în vapori:

2HNO2”NO+NO2+H2O

Soluțiile apoase ale acestui acid se descompun atunci când sunt încălzite:

3HNO 2 „HNO 3 +H 2 O+2NO

Această reacție este reversibilă, prin urmare, deși dizolvarea NO 2 este însoțită de formarea a doi acizi: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

Practic, prin reacția NO 2 cu apa se obține HNO 3:

3NO2+H20=2HNO3+NO

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, se poate obține o soluție de HNO2 prin adăugarea de acid sulfuric:

Ba(NO2)2 +H2SO4 =2HNO2 +BaSO4 ¯

Pe baza datelor despre compușii săi, sunt sugerate două tipuri de structură a acidului azot:

care corespund nitriților și compușilor nitro. Nitriți metale active au o structură de tip I, iar metalele slab active au o structură de tip II. Aproape toate sărurile acestui acid sunt foarte solubile, dar nitritul de argint este cel mai dificil. 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=2NaNO 2 +H 2O sau la încălzirea nitraților lor:

KNO3 +Pb=KNO2+PbO

Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.

Dintre proprietățile chimice ale HNO2, proprietățile oxidative sunt mai pronunțate, în timp ce el însuși este redus la NO:

Cu toate acestea, multe exemple de astfel de reacții pot fi date în cazul 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 de nitrit oxidează anionul de iod. Această reacție necesită prezența H +, adică. apare într-un mediu acid.

Acid azotic

În condiții de laborator acid azotic se poate obține prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra nitraților:

NaNO3 +H2SO4(k) =NaHSO4 +HNO3 Reacția are loc cu încălzire scăzută.

Obținerea acidului azotic în scara industriala realizat 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):

4NH3 + 5O2 =4NO+6H2O

2. La răcire, are loc oxidarea suplimentară a NO la NO 2: 2NO+O 2 = 2NO 2

3. Oxidul de azot (IV) rezultat se dizolvă în apă în prezența excesului de O2 pentru a forma HNO3: 4NO2 +2H2O+O2 =4HNO3

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% acid). Acidul azotic concentrat (96-98% concentrație) se obține prin distilarea acidului diluat într-un amestec 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 cu umiditatea aerului formează picături de ceață. Se amestecă cu apă în orice proporție. La -41,6°C intră 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, asociați doar cu azotul, sunt echivalenti: se află la aceeași distanță de atomul de azot și poartă fiecare jumătate din sarcina unui electron, adică. a patra parte de azot este împărțită în mod egal între doi atomi de oxigen.

Structura electronică a acidului azotic poate fi dedusă după cum urmează:

1. Un atom de hidrogen se leagă 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 electron nepereche se formează atomi de azot legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:

4. Al treilea atom de oxigen, atunci când este excitat, formează un liber 2p- orbital prin împerecherea electronilor. Interacțiunea unei perechi de azot singură 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. ÎN solutii apoase disociază:

HNO 3 „Н + +NO - 3 Se descompune parțial sub influența căldurii și luminii:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 De aceea, depozitați-l într-un loc răcoros și întunecat.

2. Acidul azotic se caracterizează exclusiv prin proprietăți oxidante. Cel mai important proprietate chimică este interacțiunea cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Reducerea acidului azotic depinde de concentrația sa 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 din interacțiunea acidului azotic de diferite concentrații cu metale cu activitate diferită sunt prezentate în diagrama de mai jos.

Acidul azotic concentrat la temperaturi obișnuite nu interacționează cu aluminiul, cromul și fierul. Îi pune într-o stare pasivă. La suprafață se formează o peliculă de oxizi, care este impermeabilă la acidul concentrat.

3. Acidul azotic nu reacționează cu Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina și aurul sunt dizolvate în „vodca regia” - un amestec de 3 volume de acid clorhidric concentrat și 1 volum de acid azotic concentrat:

Au+HNO3 +3HCl= AuCl3 +NO+2H2O HCl+AuCl3 =H

3Pt+4HNO3 +12HCl=3PtCl4 +4NO+8H2O 2HCl+PtCl4 =H2

Efectul „vodcii regia” este că acidul azotic oxidează acidul clorhidric în clor liber:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 Clorul eliberat se combină cu metalele.

4. Nemetalele se oxidează cu acid azotic la acizii corespunzători, iar în funcție de concentrație se reduce la NO sau NO 2:

S+bHNO 3(conc) =H 2SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(conc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3(conc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H2O3P+5HNO3(p asb) +2H2O= 3H3PO4 +5NO

5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați și sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Sunt obținute prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor și hidroxizilor acestora. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu se numesc nitrați. Nitratul este folosit în principal ca îngrășăminte minerale cu azot. În plus, KNO 3 este utilizat pentru prepararea pudrei negre (un amestec de 75% KNO 3, 15% C și 10% S). Amonialul exploziv 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 în seria potențialelor standard ale electrodului:

Descompunerea la încălzire (termoliza) este o proprietate importantă a sărurilor acidului azotic.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

2Cu(NO3)2 = 2CuO+NO2+O2

Sărurile metalelor situate în seria din stânga Mg formează nitriți și oxigen, de la Mg la Cu - oxid metalic, 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. Fumat

acidul azotic este utilizat în rachete ca oxidant de combustibil pentru rachete.

Trei dintre cei cinci oxizi de azot reacționează cu apa pentru a forma H1N0 2 azotat și acid azotic HN0 3.

Acidul azot este slab și instabil. Poate fi prezent doar în concentrații mici într-o soluție apoasă răcită. În practică, se obține prin acțiunea acidului sulfuric asupra unei soluții de sare (cel mai adesea NaN0 2) când este răcită la aproape 0°C. Când încercați să creșteți concentrația de acid azot, un lichid albastru - oxid nitric (III) - este eliberat din soluție în fundul vasului. Pe măsură ce temperatura crește, acidul azot se descompune dar reacția

Oxidul nitric (1N) reacționează cu apa, dând doi acizi (vezi mai sus). Dar ținând cont de descompunerea acidului azot, reacția totală a N 2 0 4 cu apa când este încălzită se scrie după cum urmează:

Sărurile acidului azot (nitriți) sunt destul de stabile. Nitriții de potasiu sau de sodiu pot fi obținuți prin dizolvarea oxidului de azot (1N) în alcali:

Formarea unui amestec de săruri este destul de de înțeles, deoarece la reacția cu apa, N 2 0 4 formează doi acizi. Neutralizarea cu alcali previne descompunerea acidului azot instabil și duce la o deplasare a echilibrului reacției N 2 0 4 cu apa complet spre dreapta.

Nitriții de metale alcaline se obțin și din descompunerea termică a nitraților lor:

Sărurile acidului azot sunt foarte solubile în apă. Solubilitatea unor nitriți este excepțional de mare. De exemplu, la 25°C coeficientul de solubilitate al nitritului de potasiu este 314, i.e. 314 g de sare se dizolvă în 100 g de apă. Nitriții de metale alcaline sunt stabili termic și se topesc fără descompunere.

Într-un mediu acid, nitriții acționează ca agenți oxidanți destul de puternici. De fapt, acidul azot slab rezultat prezintă proprietăți oxidante. Iodul este eliberat din soluțiile de iodură:

Iodul este detectat prin culoarea sa, iar oxidul nitric prin mirosul său caracteristic. Azotul se deplasează din CO+3 in CO +2.

Agenții oxidanți mai puternici decât acidul azot oxidează nitriții în nitrați. Într-un mediu acid, o soluție de permanganat de potasiu se decolorează atunci când se adaugă nitritul de sodiu:

Azotul se deplasează din CO+3 in CO+5. Astfel, acidul azot și nitriții prezintă dualitate redox.

Nitriții sunt otrăvitori deoarece oxidează fierul (II) din hemoglobină în fier (H1), iar hemoglobina își pierde capacitatea de a atașa și de a transporta oxigenul în sânge. Aplicație cantitate mareîngrășămintele cu azot accelerează semnificativ creșterea plantelor, dar în același timp conțin concentrații mari de nitrați și nitriți. Consumul de legume și fructe de pădure cultivate în acest fel (pepeni, pepeni) duce la otrăvire.

Acidul azotic are o mare importanță practică. Proprietățile sale combină tăria acidului (ionizare aproape completă în soluție apoasă), proprietăți puternice de oxidare și capacitatea de a transfera grupa nitro N0 2 + la alte molecule. Acidul azotic este folosit în cantități mari pentru a produce îngrășăminte. În acest caz, servește ca sursă de azot necesară plantelor. Este folosit pentru dizolvarea metalelor și obținerea de săruri foarte solubile - nitrați.

O utilizare extrem de importantă a acidului azotic este nitrarea substanțelor organice pentru a obține o varietate de produse organice care conțin grupări nitro. Printre compușii nitro organici se numără substanțe medicinale, coloranți, solvenți, explozivi. În fiecare an, producția globală de acid azotic depășește 30 de milioane de tone.

În perioada de dinaintea dezvoltării industriale a sintezei amoniacului și oxidării acestuia, acidul azotic a fost obținut din nitrați, de exemplu din nitratul chilian NaN0 3. Salpetrul a fost încălzit cu acid sulfuric concentrat:

Vaporii de acid azotic eliberați în recipientul răcit se condensează într-un lichid cu un conținut ridicat de HN03.

În prezent, acidul azotic este produs folosind diferite variante ale metodei, în care materia primă este oxidul de azot (N). După cum rezultă din luarea în considerare a proprietăților azotului, oxidul său NO poate fi obținut din azot și oxigen la temperaturi peste 2000°C. Menținerea unei temperaturi atât de ridicate necesită multă energie. Metoda a fost implementată tehnic în 1905 în Norvegia. Aerul încălzit a trecut prin zona de ardere a arcului voltaic la o temperatură de 3000-3500°C. Gazele care părăsesc dispozitivul conțineau doar 2-3% oxid de azot (N). Până în 1925, producția mondială de îngrășăminte cu azot folosind această metodă a ajuns la 42 000 de tone.La scara modernă de producție de îngrășăminte, aceasta este foarte mică. Ulterior, extinderea producției de acid azotic a urmat calea oxidării amoniacului la oxid de azot (N).

Arderea normală a amoniacului produce azot și apă. Dar când reacția este efectuată la o temperatură mai scăzută folosind un catalizator, oxidarea amoniacului se termină cu formarea NO. Apariția NO la trecerea unui amestec de amoniac și oxigen printr-o plasă de platină este cunoscută de mult timp, dar acest catalizator nu dă un randament suficient de mare de oxid. A fost posibil să se utilizeze acest proces pentru producția din fabrică abia în secolul al XX-lea, când a fost găsit un catalizator mai eficient - un aliaj de platină și rodiu. Metalul rodiu, care s-a dovedit esențial în producerea acidului azotic, este de aproximativ 10 ori mai rar decât platina. Reacția cu un catalizator Pt/Rh într-un amestec de amoniac și oxigen cu o anumită compoziție la 750°C

oferă NU randament de până la 98%. Acest proces este termodinamic mai puțin favorabil decât arderea amoniacului în azot și apă (vezi mai sus), dar catalizatorul asigură că atomii de azot rămași după ce molecula de amoniac pierde hidrogenul se combină rapid cu oxigenul, prevenind formarea moleculelor de N2.

Când un amestec care conține oxid de azot (N) și oxigen este răcit, se formează oxid de azot (N0) N0 2. Aplicați în continuare diferite variante transformarea N0 2 în acid azotic. Acidul azotic diluat se prepară prin dizolvarea NQ 2 în apă la temperatură ridicată. Reacția este dată mai sus (p. 75). Acid azotic cu fractiune in masa până la 98% se obţine prin reacţia într-un amestec de N 2 0 4 lichid cu apă în prezenţa oxigenului gazos la presiune ridicată. În aceste condiții, oxidul de azot (N) format concomitent cu acidul azotic are timp să fie oxidat de oxigen la NO2, care reacţionează imediat cu apa. Rezultă următoarea reacție totală:

Întregul lanț de reacții secvențiale de conversie a azotului atmosferic în acid azotic poate fi reprezentat după cum urmează:

Reacțiile oxidului de azot (NI) cu apă și oxigen au loc destul de lent și este practic imposibil să se realizeze conversia sa completă în acid azotic. Prin urmare, plantele producătoare de acid azotic eliberează întotdeauna oxizi de azot în atmosferă. Din coșul fabricii iese fum roșcat - „coada de vulpe”. Culoarea fumului se datorează prezenței NO 2 . Într-o zonă semnificativă din jurul unei plante mari, pădurile mor din cauza oxizilor de azot. Speciile de conifere sunt deosebit de sensibile la efectele NO 2.

Acidul azotic anhidru este un lichid incolor cu o densitate de 1,5 g/cm3, care fierbe la 83°C și se îngheață la -41,6°C într-o substanță cristalină transparentă. În aer, acidul azotic este ca și concentrat acid clorhidric fumează deoarece vaporii acizi formează picături de ceață cu vaporii de apă în aer. Prin urmare, se numește acid azotic cu conținut scăzut de apă fumat. De regulă, are o culoare galbenă, deoarece se descompune sub influența luminii pentru a forma NO 2. Acidul fumos este folosit relativ rar.

De obicei, acidul azotic este produs industrial sub formă de soluție apoasă cu o fracție de masă de 65-68%. Această soluție se numește acid azotic concentrat. Soluții cu o fracție de masă de HN0 3 mai mică de 10% - acid azotic diluat. O soluție cu o fracție de masă de 68,4% (densitate 1,41 g/cm3) este amestec azeotrop, fierbere la 122°C. Un amestec azeotrop se caracterizează prin aceeași compoziție atât a lichidului, cât și a vaporilor de deasupra acestuia. Prin urmare, distilarea unui amestec azeotrop nu duce la o modificare a compoziției acestuia. În acidul concentrat, împreună cu moleculele obișnuite de HN0 3, există molecule de acid ortonitric H 3 N0 4 ușor disociate.

Acid azotic concentrat pasivează suprafața unor metale, cum ar fi fierul, aluminiul, cromul. Când aceste metale intră în contact cu HN() concentrat 3 reactie chimica nu merge. Aceasta înseamnă că nu mai reacţionează cu acidul. Acidul azotic poate fi transportat în rezervoare de oțel.

Atât acidul azotic fumant, cât și cel concentrat sunt un agent oxidant puternic. Cărbunele mocnit se aprinde atunci când intră în contact cu acidul azotic. Picături de terebentină, care se încadrează în acidul azotic, se aprind, formând o flacără mare (Fig. 20.3). Acidul concentrat oxidează sulful și fosforul atunci când este încălzit.

Orez. 20.3.

Acidul azotic amestecat cu acid sulfuric concentrat prezintă proprietăți de bază. Din molecula HN0 3ionul hidroxid este desprins și se formează ionul de nitroil (nitroniu) NOJ:

Concentrația de echilibru a nitroniului este mică, dar un astfel de amestec nitrați materie organică cu participarea acestui ion. Din acest exemplu rezultă că, în funcție de natura solventului, comportamentul substanței se poate schimba radical. În apă HN0 3 prezintă proprietățile unui acid puternic, iar în acidul sulfuric se dovedește a fi o bază.

În soluțiile apoase diluate, acidul azotic este aproape complet ionizat.

În soluțiile concentrate de acid azotic, moleculele de HN0 3 acționează ca un agent oxidant, iar în soluțiile diluate, ionii de N0 3 acționează ca agent de oxidare, susținuți de un mediu acid. Prin urmare, în funcție de concentrația de acid și de natura metalului, azotul este redus la diferiți produse. Într-un mediu neutru, adică în sărurile acidului azotic, ionul NO 3 devine un agent oxidant slab, dar când se adaugă un acid puternic la soluțiile neutre de nitrați, aceștia din urmă acționează ca acid azotic. În funcție de puterea proprietăților oxidante într-un mediu acid, ionul NO 3 mai puternic decât H+. Acest lucru duce la următorul corolar important.

Când acidul azotic acționează asupra metalelor, în loc de hidrogen sunt eliberați diverși oxizi de azot, iar în reacțiile cu metalele active, azotul este redus la ionul NH*.

Să luăm în considerare cele mai importante exemple de reacții ale metalelor cu acidul azotic. Cuprul într-o reacție cu acid diluat reduce azotul la NO (vezi mai sus), iar într-o reacție cu acid concentrat - la NO 2:

Fierul este pasivizat cu acid azotic concentrat, iar cu acid de concentrație medie se oxidează la starea de oxidare +3:

Aluminiul reacţionează cu acidul azotic foarte diluat fără degajare de gaz, deoarece azotul este redus la CO-3, formând sare de amoniu:

Sărurile acidului azotic sau nitrații sunt cunoscute pentru toate metalele. Vechiul nume pentru unii nitrați este adesea folosit - salpetru(nitrat de sodiu, azotat de potasiu). Aceasta este singura familie de săruri în care toate sărurile sunt solubile în apă. Ionul N0 3 nu este colorat. Prin urmare, nitrații fie se dovedesc a fi săruri incolore, fie au culoarea cationului inclusă în compoziția lor. Majoritatea nitraților sunt izolați din soluții apoase sub formă de hidrați cristalini. Nitrații anhidri sunt NH4 N0 3Și nitrați de metale alcaline, cu excepția LiN0 3*3H 2 0.

Nitrații sunt adesea utilizați pentru a efectua reacții de schimb în soluții. Nitrații de metale alcaline, de calciu și de amoniu sunt folosiți în cantități mari ca îngrășăminte. Timp de câteva secole, azotatul de potasiu a avut o importanță deosebită în afacerile militare, deoarece era o componentă a singurei compoziții explozive - praful de pușcă. A fost obținut în principal din urină de cal. Azotul conținut în urină, cu participarea bacteriilor în grămezi speciale de salpetri, s-a transformat în nitrați. Când lichidul rezultat a fost evaporat, azotat de potasiu a cristalizat mai întâi. Acest

Exemplul arată cât de limitate erau sursele de compuși cu azot înainte de dezvoltarea industrială a sintezei amoniacului.

Descompunerea termică a nitraților are loc la temperaturi sub 500°C. Când nitrații metalelor active sunt încălziți, se transformă în nitriți cu eliberarea de oxigen (vezi mai sus). Nitrații metalelor mai puțin active la descompunere termică dau oxid de metal, oxid nitric (1 U) și oxigen:

HNO 2 are un caracter slab. Foarte instabil, poate fi găsit doar în soluții diluate:

2 HNO 2 NU + NU 2 + H 2 O.

Sărurile acidului azot se numesc nitriți sau acid azotat. Nitriții sunt mult mai stabili decât HNO2, toate sunt toxice.

2HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O,

HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O,

5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O.

Structura acidului azot.

În faza gazoasă, molecula plană de acid azot există sub formă de două configurații: cis- și trans-:

La temperatura camerei predomină izomerul trans: această structură este mai stabilă. Deci, pentru cis - HNO2(G) DG° f= −42,59 kJ/mol, iar pentru trans- HNO2(G) DG= −44,65 kJ/mol.

Proprietățile chimice ale acidului azot.

În soluțiile apoase există un echilibru:

Când este încălzită, soluția de acid azot se descompune, eliberând NUși formarea acidului azotic:

HNO2 se disociază în soluții apoase ( K D=4,6·10−4), puțin mai puternic decât acidul acetic. Înlocuit cu ușurință de mai multe acizi tari din saruri:

Acidul azot prezintă proprietăți oxidante și reducătoare. Când acționezi mai mult agenţi oxidanţi puternici(peroxid de hidrogen, clor, permanganat de potasiu) are loc oxidarea la acid azotic:

În plus, poate oxida substanțe care au proprietăți reducătoare:

Prepararea acidului azot.

Acidul azot se obține prin dizolvarea oxidului de azot (III) N2O3 in apa:

În plus, se formează atunci când oxidul nitric (IV) este dizolvat în apă. NU 2:

.

Aplicarea acidului azot.

Acidul azot este folosit pentru a diazotiza aminele aromatice primare și pentru a forma săruri de diazoniu. Nitriții sunt utilizați în sinteza organică în producerea coloranților organici.

Efectul fiziologic al acidului azotat.

Acidul azot este toxic și are un efect mutagen pronunțat, deoarece este un agent dezaminant.

HNO3, un acid puternic monobazic care conține oxigen. Acidul azotic solid formează două modificări cristaline cu rețele monoclinice și ortorombice.

Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. În soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni.

Se obține prin oxidarea catalitică a amoniacului sintetic pe catalizatori de platină-rodiu (metoda Haber) la un amestec de oxizi de azot (gaze azotate), cu absorbția ulterioară a acestora de către apă.

4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O

2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Concentrația acidului azotic obținut prin această metodă variază, în funcție de proiectarea tehnologică a procesului, de la 45 la 58%. Alchimiștii au fost primii care au obținut acid azotic prin încălzirea unui amestec de salpetru și sulfat de fier:

4KNO3 + 2(FeSO4 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O

Acidul azotic pur a fost obținut pentru prima dată de Johann Rudolf Glauber prin tratarea nitratului cu acid sulfuric concentrat:

KNO3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO4 + HNO3^

Prin distilare ulterioară așa-numitul „acid azotic fumos”, care nu conține practic apă.

Aplicație:

în producția de îngrășăminte minerale;

V industria militară;

în fotografie - acidificarea unor soluții de colorare;

în grafică de șevalet - pentru gravarea formelor de imprimare (plăci de gravare, forme de imprimare zincografice și clișee de magneziu).

1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor tari; în soluții apoase se disociază conform următoarei scheme:

HNO3 H+ + NO3–,

acid anhidru:

2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.

Treptat, mai ales la lumină sau la încălzire, acidul azotic se descompune; în timpul depozitării, soluția devine maronie din cauza dioxidului de azot:

4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2. Acidul azotic reacţionează cu aproape toate metalele. Acidul azotic diluat cu metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și cu fier și zinc, formează nitrații corespunzători, nitrat de amoniu sau hemioxid de azot, în funcție de activitatea metalului și apă:

4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,

Cu metalele grele, acidul diluat formează nitrații corespunzători, se eliberează apă și oxid de azot, iar în cazul unei diluții mai puternice, azotul:

5Fe + 12HNO3(ultra dil.)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,

3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Acidul azotic concentrat, atunci când interacționează cu metale alcaline și alcaline, formează nitrații corespunzători, se eliberează apă și hemioxid de azot:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Metale precum fier, crom, aluminiu, aur, platină, iridiu, tantal acid concentrat pasivează, adică Pe suprafața metalului se formează o peliculă de oxizi, impermeabilă la acid. Alte metale grele atunci când interacționează cu acidul azotic concentrat, formează nitrații corespunzători, apă și eliberează oxid sau dioxid de azot:

3Hg + 8HNO3(rece)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

Hg + 4HNO3(hor.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.

3. Acidul azotic este capabil să dizolve aurul, platina și alte metale nobile, dar într-un amestec cu acid clorhidric. Amestecul lor în raport de trei volume de acid clorhidric concentrat și un volum de acid azotic concentrat se numește „aqua regia”. Efectul acva regiei este că acidul azotic oxidează acidul clorhidric la clorul liber, care se combină cu metalele:

HNO3 + HCl® Cl2 + 2H2O + NOCl,

2NOCl® 2NO + CI2.

Aqua regia este capabilă să dizolve aurul, platina, rodiul, iridiul și tantalul, care nu se dizolvă în acid azotic, cu atât mai puțin clorhidric:

Au + HNO3 + 3HCl® AuCl3 + NO + 2H2O,

HCI + AuCI3® H;

3Pt + 4HNO3 + 12HCl® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCI + PtCI4® H2.

4. Nemetalele sunt, de asemenea, oxidate cu acid azotic la acizii corespunzători; acidul diluat eliberează oxid azotic:

3P + 5HNO3 + 2H2O® 3H3PO4 + 5NO,

acidul concentrat eliberează dioxid de azot:

S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,

acidul azotic este, de asemenea, capabil să oxideze unii compuși anorganici:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

HNO2 este un acid monoprotic slab care există numai în soluții apoase diluate, colorate în albastru deschis și în fază gazoasă. Sărurile acidului azot se numesc nitriți sau acizi azoți. Nitrații sunt mult mai stabili decât HNO2, toți fiind toxici.

În faza gazoasă, molecula plană de acid azot există în două configurații, cis și trans. La temperatura camerei predomină izomerul trans

Chim. sfinti

În soluțiile apoase există un echilibru:

2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O

Când soluția este încălzită, acidul azot se descompune, eliberând NO și NO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.

HNO2 este puțin mai puternic decât acidul acetic. Înlocuit cu ușurință de acizi mai puternici din săruri:

H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.

Acidul azot prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Sub influența agenților oxidanți mai puternici (H2O2, KMnO4) se oxidează la HNO3:

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;

5HNO2 + 2HMn04 >2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;

HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.

Acidul azot este folosit pentru a diazotiza aminele aromatice primare și pentru a forma săruri de diazoniu. Nitriții sunt utilizați în sinteza organică în producerea coloranților organici.

Chitanță:

N2O3 + H2O 2HNO2,

NaN02 + H2S04 (0°C)® NaHS04 + HNO2

AgNO2 + HCl® AgCl + HNO2

Proprietățile sărurilor

Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea lor crește foarte mult. Când sunt încălziți, nitrații se descompun, eliberând oxigen. Nitrații de amoniu, metale alcaline și alcalino-pământoase se numesc nitrați, de exemplu NaNO3 - azotat de sodiu (nitrat chilian), KNO3 - azotat de potasiu, NH4NO3 - azotat de amoniu. Nitrații sunt produși prin acțiunea acidului azotic HNO3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor și sărurilor. Aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă.

Nitrații sunt stabili la temperaturi obișnuite. De obicei, se topesc la temperaturi relativ scăzute (200-600°C), adesea cu descompunere.

Nitrații de metale alcaline se descompun în nitriți cu eliberarea de oxigen (și cu încălzirea prelungită se descompun treptat în oxid metalic, azot molecular și oxigen, motiv pentru care sunt buni agenți de oxidare).

Nitrații metalici cu activitate medie se descompun atunci când sunt încălziți la oxizi metalici, eliberând dioxid de azot și oxigen.

Nitrații celor mai puțin active metale (metale nobile) se descompun în principal în metale libere cu eliberarea de dioxid de azot și oxigen.

Nitrații sunt agenți oxidanți destul de puternici în stare solidă (de obicei sub formă de topitură), dar practic nu au proprietăți oxidante în soluție, spre deosebire de acidul azotic.

Nitritul este o sare a acidului azot HNO2. Nitriții sunt mai puțin stabili din punct de vedere termic decât nitrații. Sunt folosiți în producția de coloranți azoici și în medicină.

HNO2 Proprietăți fizice Stat greu Masă molară 47,0134 g/mol Densitate 1.685 (lichid) Proprietati termice T. plutitor. 42,35 °C T. kip. 158 °C Proprietăți chimice pKa 3.4 Solubilitate in apa 548 g/100 ml Clasificare Reg. numar CAS Datele se bazează pe condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu se specifică altfel.

Acid azot HNO 2 este un acid monobazic slab care există numai în soluții apoase diluate, colorate în albastru deschis și în fază gazoasă. Sărurile acidului azot se numesc nitriți sau acizi azoți. Nitriții sunt mult mai stabili decât HNO2, toți fiind toxici.

Structura

În faza gazoasă, molecula plană de acid azotat există în două configurații cis-Și transă-.

izomer cis	izomer trans

La temperatura camerei predomină izomerul trans: această structură este mai stabilă. Astfel, pentru cis-HNO2 (g) DG° f = -42,59 kJ/mol, iar pentru trans-HNO2 (g) DG = -44,65 kJ/mol.

Proprietăți chimice

În soluțiile apoase există un echilibru:

$\backslash mathsf(2HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightleftarrows\; NU\; \backslash uparrow\; +\; NO\_2\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O)$

Când soluția este încălzită, acidul azotat se descompune pentru a elibera și forma acid azotic:

$\backslash mathsf(3HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; HNO\_3\; +\; 2NO\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O)$

HNO2 este acid slab. Se disociază în soluții apoase (K D =4,6·10−4), puțin mai puternic decât acidul acetic. Înlocuit cu ușurință de acizi mai puternici din săruri:

$\backslash mathsf(H\_2SO\_4\; +\; 2NaNO\_2\; \backslash rightarrow\; Na\_2SO\_4\; +\; 2HNO\_2)$

Acidul azot prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Sub acțiunea agenților oxidanți mai puternici (peroxid de hidrogen, clor, permanganat de potasiu) se oxidează în acid azotic:

$\backslash mathsf(HNO\_2\; +\; H\_2O\_2\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; H\_2O)$ $\backslash mathsf(HNO\_2\; +\; Cl\_2\; +\; H\_2O\backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; 2HCl)$ $\backslash mathsf(5HNO\_2\; +\; 2KMnO\_4\; +\; HNO\_3\; \backslash rightarrow\; 2Mn(NO\_3)\_2\; +\; 2KNO\_3\; +\; 3H\_2O)$

În același timp, este capabil să oxideze substanțe cu proprietăți reducătoare:

\mathsf(2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2 +2H_2O)

Chitanță

Acidul azot poate fi obţinut prin dizolvarea oxidului azotic (III) N 2 O 3 în apă:

$\backslash mathsf(N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; 2HNO\_2)$ $\backslash mathsf(2NO\_2\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; HNO\_2)$

Aplicație

Acidul azot este folosit pentru a diazotiza aminele aromatice primare și pentru a forma săruri de diazoniu. Nitriții sunt utilizați în sinteza organică în producerea coloranților organici.

Acțiune fiziologică

Acidul azot este toxic și are un efect mutagen pronunțat, deoarece este un agent dezaminant.

Surse

• Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. General și Chimie anorganică. M.: Khimiya1994

Scrieți o recenzie despre articolul „Acid azot”

Legături

• // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: în 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - St.Petersburg. , 1890-1907.

Acesta este un articol nefinalizat despre materia anorganică. Puteți ajuta proiectul adăugând la el.

Extras care caracterizează acidul azot

Sonya, de parcă nu și-ar fi crezut urechilor, se uită la Natasha cu toți ochii.
- Și Bolkonsky? - ea a spus.
- O, Sonya, o, dacă ai putea ști cât de fericit sunt! - a spus Natasha. - Nu știi ce este dragostea...
- Dar, Natasha, s-a terminat cu adevărat?
Natasha se uită la Sonya cu ochii mari, deschiși, de parcă nu și-ar fi înțeles întrebarea.
- Ei bine, îl refuzi pe prințul Andrey? – spuse Sonya.
„Oh, nu înțelegi nimic, nu vorbi prostii, doar ascultă”, a spus Natasha cu enervare instantanee.
— Nu, nu-mi vine să cred, repetă Sonya. - Nu înțeleg. Cum ai iubit o persoană un an întreg și dintr-o dată... La urma urmei, l-ai văzut doar de trei ori. Natasha, nu te cred, ești obraznic. În trei zile, uită totul și așa...
— Trei zile, spuse Natasha. „Mi se pare că l-am iubit de o sută de ani.” Mi se pare că nu am iubit niciodată pe nimeni înaintea lui. Nu poți înțelege asta. Sonya, stai aici. – Natasha a îmbrățișat-o și a sărutat-o.
„Mi-au spus că asta se întâmplă și ai auzit corect, dar acum am experimentat doar această iubire.” Nu mai este ceea ce a fost. De îndată ce l-am văzut, am simțit că el este stăpânul meu, și eu sunt sclavul lui și că nu puteam să nu-l iubesc. Da, sclave! Orice îmi va spune, voi face. Nu înțelegi asta. Ce ar trebuii să fac? Ce ar trebui să fac, Sonya? - spuse Natasha cu o față fericită și speriată.
„Dar gândește-te la ceea ce faci”, a spus Sonya, „nu pot să o las așa.” Aceste scrisori secrete... Cum ai putut să-l lași să facă asta? – spuse ea cu groază și dezgust, pe care cu greu le putea ascunde.
„Ți-am spus”, a răspuns Natasha, „că nu am voință, cum poți să nu înțelegi asta: îl iubesc!”
„Atunci nu voi lăsa să se întâmple asta, vă spun”, a țipat Sonya cu lacrimi izbucnind.
„Ce faci, pentru numele lui Dumnezeu... Dacă îmi spui, ești dușmanul meu”, a spus Natasha. - Vrei nenorocul meu, vrei să fim despărțiți...
Văzând această frică de Natasha, Sonya a plâns lacrimi de rușine și milă pentru prietena ei.
- Dar ce s-a întâmplat între voi? - ea a intrebat. -Ce ti-a spus? De ce nu se duce în casă?
Natasha nu i-a răspuns la întrebare.
„Pentru numele lui Dumnezeu, Sonya, nu spune nimănui, nu mă tortura”, a implorat Natasha. – Îți amintești că nu poți interveni în astfel de chestiuni. Ti l-am deschis...
– Dar de ce aceste secrete! De ce nu se duce în casă? – a întrebat Sonya. - De ce nu îți caută direct mâna? Până la urmă, prințul Andrei ți-a dat libertate deplină, dacă este cazul; dar nu cred. Natasha, te-ai gândit ce motive secrete ar putea exista?
Natasha se uită la Sonya cu ochi surprinși. Aparent, aceasta a fost prima dată când punea această întrebare și nu știa cum să-i răspundă.
— Nu știu care sunt motivele. Dar sunt motive!
Sonya oftă și clătină din cap neîncrezătoare.
„Dacă ar exista motive...” începu ea. Dar Natasha, ghicindu-i îndoiala, o întrerupse de frică.
- Sonya, nu te poți îndoi de el, nu poți, nu poți, înțelegi? - ea a strigat.
— El te iubește?
- Te iubește? – repetă Natasha cu un zâmbet de regret pentru lipsa de înțelegere a prietenei ei. – Ai citit scrisoarea, ai văzut-o?
- Dar dacă este o persoană ignobilă?
– Este!... o persoană ignobilă? Daca ai fi stiut! - a spus Natasha.