Формула на азотиста киселина в химията. Физични свойства на азотната киселина

Азотна киселина- безцветна, "димяща" течност във въздуха с остра миризма. Химична формула HNO3.

Физични свойства.При температура 42 °C се втвърдява под формата на бели кристали. Безводната азотна киселина кипи при атмосферно налягане и 86 °C. Смесва се с вода в произволни пропорции.

Когато е изложен на светлина, концентрираният HNO3 се разлага на азотни оксиди:

HNO3 се съхранява на хладно и тъмно място. Валентността на азота в него е 4, степента на окисление е +5, координационното число е 3.

HNO3 е силна киселина. В разтвори се разпада напълно на йони. Взаимодейства с основни оксиди и основи и със соли на по-слаби киселини. HNO3 има силна окислителна способност. Способен да се редуцира с едновременното образуване на нитрат до съединения, в зависимост от концентрацията, активността на взаимодействащия метал и условията:

1) концентриран HN03, взаимодействайки с нискоактивни метали, се редуцира до азотен оксид (IV) NO2:

2) ако киселината е разредена, тогава тя се редуцира до азотен оксид (II) NO:

3) по-активните метали редуцират разредената киселина до азотен оксид (I) N2O:

Много разредена киселина се редуцира до амониеви соли:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагират с концентрирана HNO3, а Al, Fe, Co и Cr са „пасивирани“.

4) HNO3 реагира с неметали, като ги редуцира до съответните киселини и се редуцира до оксиди:

5) HNO3 окислява някои катиони и аниони и неорганични ковалентни съединения.

6) взаимодейства с много органични съединения - реакция на нитриране.

Промишлено производство на азотна киселина: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Амоняк– NO се трансформира в NO2, който с водата в присъствието на атмосферен кислород произвежда азотна киселина.

Катализатор – платинени сплави. Полученият HNO3 е не повече от 60%. При необходимост се концентрира. Промишлеността произвежда разредена HNO3 (47–45%) и концентрирана HNO3 (98–97%). Концентрираната киселина се транспортира в алуминиеви резервоари, разредената киселина се транспортира в резервоари от киселинноустойчива стомана.

34. Фосфор

Фосфор(R)е в 3-ти период, в група V, от главната подгрупа на периодичната система на D.I. Менделеев. Сериен номер 15, ядрен заряд +15, Ar = 30,9738 a.u. m... има 3 енергийни нива, на енергийната обвивка има 15 електрона, от които 5 валентни. Фосфорът има d-подниво. Електронна конфигурация P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Характерна е sp3 хибридизация, по-рядко sp3d1. Валентността на фосфора е III, V. Най-характерното състояние на окисление е +5 и -3, по-малко характерно: +4, +1, -2, -3. Фосфорът може да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства: приема и отдава електрони.

Структура на молекулата:способността за образуване на β-връзки е по-слабо изразена от тази на азота - при обикновени температури в газовата фаза фосфорът е представен под формата на молекули Р4, имащи формата на равностранни пирамиди с ъгли 60°. Връзките между атомите са ковалентни, неполярни. Всеки P атом в молекулата е свързан с други атоми чрез ?-връзки.

Физични свойства: Фосфорът образува три алотропа: бял, червен и черен. Всяка модификация има своя собствена точка на топене и замръзване.

Химични свойства:

1) при нагряване P4 обратимо се дисоциира:

2) над 2000 °C P2 се разпада на атоми:

3) фосфорът образува съединения с неметали:

Директно се комбинира с всички халогени: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

При взаимодействие с метали фосфорът образува фосфиди:

Свързвайки се с водород, той образува газ фосфин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Когато взаимодейства с кислорода, той образува анхидрида P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Касова бележка:фосфор се получава чрез калциниране на сместа Ca3(P O4 )2 с пясък и кокс в електрическа пещ при температура 1500 °C без достъп на въздух: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

Фосфорът не се среща в природата в чист вид, а се образува в резултат на химическа дейност. Основните естествени фосфорни съединения са следните минерали: Ca3(PO4)2 – фосфорит; Ca3(PO4)2?CaF2 (или CaCl) или Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – апатит. Биологичното значение на фосфора е голямо. Фосфорът е част от някои растителни и животински протеини: протеини в млякото, кръвта, мозъка и нервната тъкан. Голямо количество от него се съдържа в костите на гръбначните животни под формата на съединения: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 и 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Фосфорът е основен компонент на нуклеиновите киселини, играещ роля в предаването на наследствена информация. Фосфорът се намира в зъбния емайл и в тъканите под формата на лецитин - съединение на мазнини с фосфороглицеринови естери.

· Промишлено производство, приложение и въздействие върху организма · Свързани статии · Бележки · Литература · Официален сайт ·

Силно концентрираната HNO 3 обикновено е кафява на цвят поради процеса на разлагане, който протича на светлина:

При нагряване азотната киселина се разлага по същата реакция. Азотната киселина може да се дестилира (без разлагане) само при понижено налягане (посочената точка на кипене при атмосферно налягане се намира чрез екстраполация).

Златото, някои метали от платиновата група и танталът са инертни към азотната киселина в целия концентрационен диапазон, други метали реагират с него, ходът на реакцията също се определя от неговата концентрация.

HNO 3 като силна едноосновна киселина взаимодейства:

а) с основни и амфотерни оксиди:

в) измества слабите киселини от техните соли:

При кипене или излагане на светлина азотната киселина се разлага частично:

Азотната киселина при всяка концентрация проявява свойствата на окислителна киселина, освен това азотът се редуцира до степен на окисление от +4 до 3. Дълбочината на редукция зависи главно от естеството на редуциращия агент и концентрацията на азотна киселина. Като окислителна киселина HNO3 взаимодейства:

а) с метали, стоящи в серията на напрежение вдясно от водорода:

Концентрирана HNO3

Разредете HNO 3

б) с метали, стоящи в серията на напрежението отляво на водорода:

Всички горни уравнения отразяват само доминиращия ход на реакцията. Това означава, че при дадени условия има повече продукти от тази реакция, отколкото продукти от други реакции, например, когато цинкът реагира с азотна киселина (масова част на азотна киселина в разтвор 0,3), продуктите ще съдържат най-много NO, но също така ще съдържат (само в по-малки количества) и NO 2, N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3.

Единственият общ модел при взаимодействието на азотна киселина с метали е: колкото по-разредена е киселината и колкото по-активен е металът, толкова по-дълбоко се редуцира азотът:

Увеличаването на концентрацията на киселина повишава активността на метала

Азотната киселина, дори концентрирана, не взаимодейства със златото и платината. Желязото, алуминият, хромът се пасивират със студена концентрирана азотна киселина. Желязото реагира с разредена азотна киселина и въз основа на концентрацията на киселината се образуват не само различни продукти на азотна редукция, но и различни продукти на окисление на желязото:

Азотната киселина окислява неметалите, а азотът обикновено се редуцира до NO или NO 2:

и сложни вещества, например:

Някои органични съединения (например амини, терпентин) се запалват спонтанно при контакт с концентрирана азотна киселина.

Някои метали (желязо, хром, алуминий, кобалт, никел, манган, берилий), които реагират с разредена азотна киселина, се пасивират от концентрирана азотна киселина и са устойчиви на нейното въздействие.

Смес от азотна и сярна киселини се нарича "меланж".

Азотната киселина се използва широко за получаване на нитро съединения.

Смес от три обема солна киселина и един обем азотна киселина се нарича "царска вода". Aqua regia разтваря повечето метали, включително злато и платина. Неговите силни окислителни способности се дължат на получените атомен хлор и нитрозил хлорид:

Нитрати

Азотната киселина е силна киселина. Неговите соли - нитрати - се получават чрез действието на HNO 3 върху метали, оксиди, хидроксиди или карбонати. Всички нитрати са силно разтворими във вода. Нитратният йон не се хидролизира във вода.

Солите на азотната киселина се разлагат необратимо при нагряване и съставът на продуктите на разлагане се определя от катиона:

а) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вляво от магнезия:

б) нитрати на метали, разположени в диапазона на напрежението между магнезий и мед:

в) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вдясно от живака:

г) амониев нитрат:

Нитратите във водни разтвори практически не проявяват окислителни свойства, но при високи температури в твърдо състояние те са силни окислители, например при топене на твърди вещества:

Цинкът и алуминият в алкален разтвор редуцират нитратите до NH3:

Солите на азотната киселина - нитратите - се използват широко като торове. В допълнение, почти всички нитрати са силно разтворими във вода, така че има изключително малко от тях в природата под формата на минерали; изключения са чилийският (натриев) нитрат и индийският нитрат (калиев нитрат). Повечето нитрати се получават по изкуствен път.

Стъклото и флуоропластът-4 не реагират с азотна киселина.

Азотна киселина(HNO 3) е силна едноосновна киселина. Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации с моноклинна и орторомбична решетка. Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Във водни разтвори той почти напълно се дисоциира на йони. Образува азеотропна смес с вода с концентрация 68,4% и точка на кипене 120 °C при атмосферно налягане. Известни са два твърди хидрата: монохидрат (HNO 3 ·H 2 O) и трихидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Азотът в азотната киселина е четиривалентен, степен на окисление +5. Азотната киселина е безцветен газ, без мирис, течност, димяща във въздуха, точка на топене? 41,59 °C, кипене + 82,6 °C с частично разлагане. Разтворимостта на азотната киселина във вода не е ограничена. Водните разтвори на HNO 3 с масова част от 0,95-0,98 се наричат ​​"димяща азотна киселина", с масова част от 0,6-0,7 - концентрирана азотна киселина. Образува азеотропна смес с вода (масова част 68,4%, д 20 = 1,41 g/cm, Т на кипене =120,7 °C). Когато кристализира от водни разтвори, азотната киселина образува кристални хидрати:

• монохидрат HNO3H20, T pl =~37.62 °C
• трихидрат HNO 3 3H 2 O, T pl =~18.47 °C

Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации:

• моноклинна, пространствена група П 2 1/а, а= 1,623 nm, b= 0,857 nm, ° С= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · ромбичен

Монохидратът образува кристали от орторомбичната система, пространствена група П na2, а= 0,631 nm, b= 0,869 nm, ° С= 0,544, Z = 4;

Плътността на водните разтвори на азотната киселина като функция от нейната концентрация се описва с уравнението

където d е плътността в g/cm3, c е масовата част на киселината. Тази формула описва слабо поведението на плътността при концентрации, по-големи от 97%.

Под въздействието на светлината азотната киселина се разлага частично с отделянето на NO 2 и поради това придобива светлокафяв цвят:

N 2 + O 2 мълния електрически разряди > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4HNO 3 светлина > 4NO 2 ^ (кафяв газ)+ 2H 2 O + O 2

Азотната киселина с висока концентрация отделя газове във въздуха, които в затворена бутилка се откриват като кафяви пари (азотни оксиди). Тези газове са много отровни, така че трябва да внимавате да не ги вдишвате. Азотната киселина окислява много органични вещества. Хартията и тъканите се унищожават поради окисляването на веществата, които образуват тези материали. Концентрираната азотна киселина причинява тежки изгаряния при продължителен контакт и пожълтяване на кожата за няколко дни при кратък контакт. Пожълтяването на кожата показва разрушаването на протеина и освобождаването на сяра (качествена реакция към концентрирана азотна киселина - жълто оцветяване поради освобождаването на елементарна сяра, когато киселината действа върху протеина - ксантопротеинова реакция). Тоест, това е изгаряне на кожата. За да предотвратите изгаряния, трябва да работите с концентрирана азотна киселина с гумени ръкавици.

Окислителни свойства на азотната киселина.

OVR в статията са специално подчертаницвят . Обърнете специално внимание на тях. Тези уравнения могат да се появят на Единния държавен изпит.

– във всякаква форма (както разредена, така и концентрирана) е силен окислител.

Освен това разреденият се възстановява по-дълбоко от концентрирания.

Оксидиращите свойства се осигуряват от азот в най-висока степен на окисление +5

Каква е валентността на азота в това съединение? Въпросът е много труден, мнозина му отговарят правилно. Азотът в азотната киселина има валентност IV.

Азотният атом не може да образува повече ковалентни връзки, вижте електронната диаграма:

Три връзки с всеки кислороден атом, а четвъртият се разпределя, така да се каже, се образува една и половина връзка. Така валентността на азота е IV, а степента на окисление е +5

Първото най-интересно свойство: взаимодействие с метали.

Водородът никога не се отделя при взаимодействие с метали

Схема на реакцията на азотна киселина (както разредена, така и концентрирана) с метали:

HNO 3 + Me → нитрат + H 2 O + редуциран азотен продукт

Два нюанса:

1. , и не реагират с концентрирана азотна киселина при нормални условия поради пасивация. Трябва да се загрее.

2. В платинаИ златоконцентрираната азотна киселина изобщо не реагира.

За да разберем до каква степен азотът може да бъде намален, нека да разгледаме диаграмата на неговите степени на окисление:

Азот +5 е окислител, той ще се редуцира, тоест ще намали степента на окисление.

Всички възможни продукти за намаляване на азота са оградени в червено на диаграмата.

(Не всички от тях, разбира се, такива реакции могат да дадат нещо изобщо, но в Единния държавен изпит се формират само те).

Можете да определите кой продукт ще се формира чисто логически:

• до такива ниски степени на окисление като -3 или +1, с образуването на продуктите съответно NH 4 NO 3 или N 2 O, азотът се редуцира само от достатъчно силни, активни метали: алкални - група 1 основна подгрупа, алкалоземни, както и Al и Zn. Както бе споменато по-горе, разредената киселина се редуцира по-дълбоко, следователно, когато активните метали взаимодействат с конц. азотна киселина произвежда N 2 O, а при взаимодействие с разл. азотна киселина NH4NO3.

4Ba + 10HNO 3( конц. .) → 4Ba(NO 3 ) 2 +5H 2 O+N 2 О

4Ba + 10HNO 3( разб .) → 4Ba(NO 3 ) 2 + 3H 2 О+NH 4 НЕ 3

8Li + 10HNO 3( конц. .) → 8LiNO 3 +5H 2 O+N 2 О

8Li + 10HNO 3( разб .) → 8LiNO 3 + 3H 2 О+NH 4 НЕ 3

8Al + 30HNO 3( конц. .) (t)→ 8Al(NO 3 ) 3 +15H 2 O+3N 2 О

8Al + 30HNO 3( разб .) → 8Al(NO 3 ) 3 + 9H 2 О+3NH 4 НЕ 3

Останалите метали редуцират азотната киселина до +2 или +4, с образуването на продукти, съответно: NO или O 2.

Разредената киселина се редуцира по-дълбоко

• когато метали, които не са особено активни, взаимодействат с него, ще се образува NO. Е, най-накрая. азот NO 2:

Cu + 4HNO 3( конц. .) → Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O+2NO 2

3Cu + 8HNO 3( разб .) → 3Cu(БР 3 ) 2 + 4H 2 O+2NO

Fe + 6HNO 3( конц. .) (t)→Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O+3NO 2

Fe + 4HNO 3( разб .) → Fe(NO 3 ) 3 + 2H 2 О+НЕ

(имайте предвид, че желязото се окислява до най-високата си степен на окисление)

Ag + 2HNO 3( конц. .) → AgNO 3 +H 2 О+НЕ 2

3Ag + 4HNO 3( разб .) → 3AgNO 3 + 2H 2 О+НЕ

Ако е трудно веднага да разберете логиката на избора, ето таблица:

И азотната киселина се окислява неметали към висши оксиди.

Тъй като неметалите не са толкова силни редуциращи агенти, колкото активните метали, азотът може да се редуцира само до +4, образувайки съответно NO 2 или NO.

Когато неметалите се окисляват с концентрирана азотна киселина, се образува кафяв газ (NO 2), а ако киселината е разредена, тогава се образува NO. Реакционните схеми са както следва:

неметални+ HNO 3 (разреден) → + NO

неметални+ HNO 3 (конц.) → неметално съединение в най-висока степен на окисление+ НЕ 2

4 HNO 3 (конц.) → CO 2 + 2 з 2 О + 4 НЕ 2

3C + 4HNO 3( разб .) → 3CO 2 + 2H 2 O+4NO

(въглеродна киселина не се образува, защото не е стабилна)

5HNO 3( конц. .) → З 3 П.О. 4 +H 2 О+5 НЕ 2

3P+5HNO 3( разб .) + 2H 2 O → 3H 3 П.О. 4 + 5НЕ

+ 3 HNO 3( конц. .) → З 3 Б.О. 3 +3НЕ 2

B+HNO 3( разб .) +H 2 O → H 3 Б.О. 3 + НЕ

6HNO 3( конц. .) → З 2 ТАКА 4 + 2H 2 O+6NO 2

S+2HNO 3( разб .) → з 2 ТАКА 4 + 2 НЕ

• концентрираназотната киселина окислява сероводорода. Окисляването става по-дълбоко при нагряване:

2HNO 3( конц. .) +H 2 S → S↓ + 2NO 2 + 2H 2 О

з 2 S+8HNO 3 (конц.) → з 2 ТАКА 4 + 8 НЕ 2 + 4 з 2 О

• концентрираназотната киселина окислява сулфидите до сулфати:

CuS + 8HNO 3 (конц.) → CuSO 4 + 4 з 2 О + 8 НЕ 2

• азотната киселина е толкова сурова, че дори може да се окисли. Само един - йод. Разреденият се възстановява по-дълбоко: до +2, концентриран до +4. Но йодът се окислява не до най-високата степен на окисление от +7 (твърде стръмна), а до +5, образувайки йодна киселина HIO 3:

10 HNO 3 (конц.) + аз 2 (t) → 2HIO 3 +10НЕ 2 + 4H 2 О

10 HNO 3 (разделено) + 3 аз 2 (T)→ 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 О

• концентрираназотната киселина реагира с хлориди и флуориди. Просто разберете, че при флуоридите и хлоридите протича нормална йонообменна реакция с изместването на халогеноводорода и образуването на нитрат:

NaCl (твърд) + HNO 3 (конц.) → HCl + NaNO 3

NaF (твърд) + HNO 3 (конц.) → HF + NaNO 3

• Но при бромиди и йодиди (и при бромоводород и йодидводород) възниква ORR. И в двата случая се образува свободен халоген и азотът се редуцира до NO 2:

8HNO 3( конц. .) + 6KBr ( телевизор .) → 3Бр 2 + 4H 2 O+6KNO 3 +2НЕ 2

4HNO 3( конц. .) + 2NaI ( телевизор .) → 2NaNO 3 +2НЕ 2 + 2H 2 О+I 2 ↓

7HNO 3( конц. .) + NaI → NaNO 3 +6НЕ 2 + 3H 2 O+HIO 3

Същото се случва при взаимодействие с йод и бромоводород:

2HNO 3( конц. .) + 2HBr → Br 2 +2НЕ 2 + 2H 2 О

6HNO 3( конц. .) + HI → HIO 3 +6НЕ 2 + 3H 2 О

Реакции със злато, магнезий, мед и сребро

Азотна киселина

Азотна киселина(HNO 3) е силна едноосновна киселина. Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации: моноклинни и орторомбични решетки.

Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Във водни разтвори той почти напълно се дисоциира на йони. Образува азеотропна смес с вода с концентрация 68,4% и точка на кипене 120 °C при атмосферно налягане. Известни са два твърди хидрата: монохидрат (HNO 3 ·H 2 O) и трихидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Химични свойства

Силно концентрираната HNO 3 обикновено е кафява на цвят поради процеса на разлагане, който протича на светлина:

При нагряване азотната киселина се разлага по същата реакция. Азотната киселина може да се дестилира (без разлагане) само при понижено налягане (посочената точка на кипене при атмосферно налягане се намира чрез екстраполация).

Златото, някои метали от платиновата група и танталът са инертни към азотната киселина в целия концентрационен диапазон, други метали реагират с него, като ходът на реакцията се определя от неговата концентрация.

HNO 3 като силна едноосновна киселина взаимодейства:

а) с основни и амфотерни оксиди:

б) с мотиви:

в) измества слабите киселини от техните соли:

При кипене или излагане на светлина азотната киселина се разлага частично:

Азотната киселина при всяка концентрация проявява свойствата на окислителна киселина, като азотът се редуцира до степен на окисление от +4 до -3. Дълбочината на редукция зависи преди всичко от естеството на редуциращия агент и концентрацията на азотна киселина. Като окислителна киселина HNO3 взаимодейства:

а) с метали, стоящи в серията на напрежение вдясно от водорода:

Концентрирана HNO3

Разредете HNO 3

б) с метали, стоящи в серията на напрежението отляво на водорода:

Всички горни уравнения отразяват само доминиращия ход на реакцията. Това означава, че при дадени условия има повече продукти от тази реакция, отколкото продукти от други реакции, например, когато цинкът реагира с азотна киселина (масова част на азотна киселина в разтвор 0,3), продуктите ще съдържат най-много NO, но също така ще съдържат (само в по-малки количества) и NO 2, N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3.

Единственият общ модел при взаимодействието на азотна киселина с метали е: колкото по-разредена е киселината и колкото по-активен е металът, толкова по-дълбоко се редуцира азотът:

Увеличаването на концентрацията на киселина повишава активността на метала

Продукти на взаимодействие на желязо с HNO 3 с различни концентрации

Азотната киселина, дори концентрирана, не взаимодейства със златото и платината. Желязото, алуминият, хромът се пасивират със студена концентрирана азотна киселина. Желязото реагира с разредена азотна киселина и в зависимост от концентрацията на киселината се образуват не само различни продукти на азотна редукция, но и различни продукти на окисление на желязото:

Азотната киселина окислява неметалите, а азотът обикновено се редуцира до NO или NO 2:

и сложни вещества, например:

Някои органични съединения (например амини и хидразин, терпентин) се запалват спонтанно при контакт с концентрирана азотна киселина.

Азотна киселина

Някои метали (желязо, хром, алуминий, кобалт, никел, манган, берилий), които реагират с разредена азотна киселина, се пасивират от концентрирана азотна киселина и са устойчиви на нейното въздействие.

Смес от азотна и сярна киселини се нарича "меланж". Благодарение на наличието на амил се постига концентрация от 104% [ източникът не е посочен 150 дни] (т.е. при добавяне на 4 части дестилат към 100 части меланж, концентрацията остава 100% поради абсорбцията на вода от амил [ източникът не е посочен 150 дни]).

Азотната киселина се използва широко за получаване на нитро съединения.

Смес от три обема солна киселина и един обем азотна киселина се нарича "царска вода". Aqua regia разтваря повечето метали, включително злато и платина. Неговите силни окислителни способности се дължат на образуваните атомен хлор и нитрозил хлорид:

Нитрати

HNO3 е силна киселина. Неговите соли - нитрати - се получават чрез действието на HNO 3 върху метали, оксиди, хидроксиди или карбонати. Всички нитрати са силно разтворими във вода.

Солите на азотната киселина - нитратите - се разлагат необратимо при нагряване, продуктите на разлагане се определят от катиона:

а) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вляво от магнезия:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

б) нитрати на метали, разположени в диапазона на напрежението между магнезий и мед:

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

в) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вдясно от живака:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

г) амониев нитрат:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

Нитратите във водни разтвори практически не проявяват окислителни свойства, но при високи температури в твърдо състояние нитратите са силни окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - при сливане на твърди вещества.

Цинкът и алуминият в алкален разтвор редуцират нитратите до NH3:

Солите на азотната киселина - нитратите - се използват широко като торове. Освен това почти всички нитрати са силно разтворими във вода, така че в природата има изключително малко от тях под формата на минерали; изключения са чилийският (натриев) нитрат и индийският нитрат (калиев нитрат). Повечето нитрати се получават по изкуствен път.

Стъклото и флуоропластът-4 не реагират с азотна киселина.

Историческа информация

Методът за получаване на разредена азотна киселина чрез суха дестилация на селитра със стипца и меден сулфат очевидно е описан за първи път в трактатите на Джабир (Гебер в латински преводи) през 8 век. Този метод с различни модификации, най-значимата от които е замяната на медния сулфат с железен сулфат, се използва в европейската и арабската алхимия до 17 век.

През 17 век Глаубер предлага метод за получаване на летливи киселини чрез взаимодействие на техните соли с концентрирана сярна киселина, включително азотна киселина от калиев нитрат, което прави възможно въвеждането на концентрирана азотна киселина в химическата практика и изследването на нейните свойства. Методът на Глаубер се използва до началото на 20 век, като единствената му съществена модификация е замяната на калиевия нитрат с по-евтин натриев (чилийски) нитрат.

По времето на М. В. Ломоносов азотната киселина се е наричала силна водка.

Промишлено производство, приложение и въздействие върху организма

Азотната киселина е един от най-обемните продукти на химическата промишленост.

Производство на азотна киселина

Съвременният метод за неговото производство се основава на каталитично окисляване на синтетичен амоняк върху платиново-родиеви катализатори (процес на Оствалд) до смес от азотни оксиди (азотни газове), с последващото им абсорбиране от вода

4NH 3 + 5O 2 (Pt) → 4NO + 6H 2 O 2NO + O 2 → 2NO 2 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3.

Концентрацията на азотна киселина, получена по този метод, варира в зависимост от технологичния дизайн на процеса от 45 до 58%. Алхимиците са първите, които получават азотна киселина чрез нагряване на смес от селитра и железен сулфат:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 7H 2 O) (t°) → Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 + NO 2 + 13H 2 O

Чистата азотна киселина е получена за първи път от Йохан Рудолф Глаубер чрез третиране на нитрат с концентрирана сярна киселина:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) → KHSO 4 + HNO 3

Чрез по-нататъшна дестилация се получава т.нар „димяща азотна киселина“, практически несъдържаща вода.