Formula azotne kiseline u hemiji. Fizička svojstva dušične kiseline

Azotna kiselina- bezbojna, „pušeća“ tečnost u vazduhu sa oštrim mirisom. Hemijska formula HNO3.

Fizička svojstva. Na temperaturi od 42 °C stvrdne se u obliku bijelih kristala. Bezvodna dušična kiselina ključa na atmosferskom pritisku i 86 °C. Meša se sa vodom u proizvoljnim razmerama.

Kada je izložen svjetlu, koncentrirani HNO3 se razlaže u dušikove okside:

HNO3 se čuva na hladnom i tamnom mestu. Valentnost dušika u njemu je 4, oksidacijsko stanje je +5, koordinacijski broj je 3.

HNO3 je jaka kiselina. U rastvorima se potpuno raspada na jone. Interagira sa bazičnim oksidima i bazama, te sa solima slabijih kiselina. HNO3 ima jaku oksidacionu sposobnost. Može se reducirati uz istovremeno stvaranje nitrata u spojeve, ovisno o koncentraciji, aktivnosti metala u interakciji i uvjetima:

1) koncentrisano HN03, u interakciji sa nisko aktivnim metalima, reducira se u dušikov oksid (IV) NO2:

2) ako je kiselina razrijeđena, onda se reducira u dušikov oksid (II) NO:

3) aktivniji metali redukuju razrijeđenu kiselinu u dušikov oksid (I) N2O:

Vrlo razrijeđena kiselina reducira se u amonijumove soli:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti ne reaguju sa koncentrisanim HNO3, a Al, Fe, Co i Cr su „pasivirani“.

4) HNO3 reagira s nemetalima, reducira ih u odgovarajuće kiseline, a sam se reducira u okside:

5) HNO3 oksidira neke katjone i anjone i neorganska kovalentna jedinjenja.

6) stupa u interakciju sa mnogim organskim jedinjenjima - reakcija nitriranja.

Industrijska proizvodnja dušične kiseline: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Amonijak– NO se pretvara u NO2, koji s vodom u prisustvu atmosferskog kisika proizvodi dušičnu kiselinu.

Katalizator – legure platine. Dobijeni HNO3 nije veći od 60%. Po potrebi se koncentriše. Industrija proizvodi razrijeđeni HNO3 (47–45%) i koncentrirani HNO3 (98–97%). Koncentrovana kiselina se transportuje u aluminijumskim rezervoarima, a razblažena kiselina se transportuje u rezervoarima od čelika otpornog na kiseline.

34. Fosfor

Fosfor(R) je u 3. periodu, u grupi V, glavne podgrupe periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Serijski broj 15, nuklearno punjenje +15, Ar = 30,9738 a.u. m... ima 3 energetska nivoa, na energetskom omotaču ima 15 elektrona, od kojih je 5 valentnih. Fosfor ima d-podnivo. Elektronska konfiguracija P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Karakteristična je sp3 hibridizacija, rjeđe sp3d1. Valencija fosfora je III, V. Najkarakterističnije oksidaciono stanje je +5 i -3, manje karakteristično: +4, +1, -2, -3. Fosfor može pokazati i oksidirajuća i redukcijska svojstva: prihvatanje i doniranje elektrona.

Struktura molekula: sposobnost formiranja β-veza je manje izražena od azota - na uobičajenim temperaturama u gasnoj fazi, fosfor je predstavljen u obliku molekula P4, koji imaju oblik jednakostraničnih piramida sa uglovima od 60°. Veze između atoma su kovalentne, nepolarne. Svaki P atom u molekulu povezan je drugim atomima ?-vezama.

Fizička svojstva: Fosfor formira tri alotropa: bijeli, crveni i crni. Svaka modifikacija ima svoju tačku topljenja i smrzavanja.

Hemijska svojstva:

1) kada se zagrije, P4 se reverzibilno disocira:

2) iznad 2000 °C P2 se raspada na atome:

3) fosfor stvara jedinjenja sa nemetalima:

Direktno se kombinuje sa svim halogenima: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

U interakciji s metalima, fosfor stvara fosfide:

Kombinujući se sa vodonikom, formira gas fosfin: R4 + 6N2 = 4RN3?.

U interakciji s kisikom formira anhidrid P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Potvrda: fosfor se dobija kalcinacijom smeše Ca3(P O4 )2 sa peskom i koksom u električnoj peći na temperaturi od 1500 °C bez pristupa vazduha: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

Fosfor se u prirodi ne pojavljuje u svom čistom obliku, već nastaje kao rezultat hemijske aktivnosti. Glavna prirodna jedinjenja fosfora su sledeći minerali: Ca3(PO4)2 – fosforit; Ca3(PO4)2?CaF2 (ili CaCl) ili Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – apatit. Biološki značaj fosfora je veliki. Fosfor je dio nekih biljnih i životinjskih proteina: proteina u mlijeku, krvi, mozgu i nervnom tkivu. Velika količina se nalazi u kostima kičmenjaka u obliku jedinjenja: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 i 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Fosfor je esencijalna komponenta nukleinskih kiselina, koja igra ulogu u prijenosu nasljednih informacija. Fosfor se nalazi u zubnoj caklini i u tkivima u obliku lecitina - spoja masti sa esterima fosforoglicerola.

· Industrijska proizvodnja, primjena i djelovanje na organizam · Povezani članci · Napomene · Literatura · Službena web stranica ·

Visoko koncentrirani HNO 3 obično je smeđe boje zbog procesa raspadanja koji se događa na svjetlu:

Kada se zagrije, dušična kiselina se razlaže prema istoj reakciji. Dušična kiselina se može destilovati (bez raspadanja) samo pod sniženim pritiskom (naznačena tačka ključanja na atmosferskom pritisku nalazi se ekstrapolacijom).

Zlato, neki metali platinske grupe i tantal su inertni na dušičnu kiselinu u cijelom rasponu koncentracija, drugi metali reagiraju s njom, tok reakcije je također određen njegovom koncentracijom.

HNO 3 kao jaka jednobazna kiselina interaguje:

a) sa bazičnim i amfoternim oksidima:

c) istiskuje slabe kiseline iz njihovih soli:

Pri ključanju ili izlaganju svjetlosti dušična kiselina se djelomično razgrađuje:

Dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji ispoljava svojstva oksidirajuće kiseline, osim toga, dušik se reducira u oksidacijsko stanje od +4 do 3. Dubina redukcije prvenstveno ovisi o prirodi redukcionog sredstva i koncentraciji dušične kiseline. Kao oksidirajuća kiselina, HNO 3 stupa u interakciju:

a) sa metalima koji stoje u nizu napona desno od vodonika:

Koncentrovani HNO3

Razrijediti HNO 3

b) sa metalima koji stoje u nizu napona lijevo od vodonika:

Sve gornje jednačine odražavaju samo dominantni tok reakcije. To znači da pod datim uslovima postoji više proizvoda ove reakcije nego produkata drugih reakcija, na primer, kada cink reaguje sa azotnom kiselinom (maseni udeo azotne kiseline u rastvoru 0,3), proizvodi će sadržati najviše NO, ali će i sadrže (samo u manjim količinama) i NO 2, N 2 O, N 2 i NH 4 NO 3.

Jedini opći obrazac u interakciji dušične kiseline s metalima je: što je kiselina više razrijeđena i što je metal aktivniji, dušik se dublje reducira:

Povećanje koncentracije kiseline povećava aktivnost metala

Dušična kiselina, čak ni koncentrirana, ne stupa u interakciju sa zlatom i platinom. Gvožđe, aluminijum, hrom se pasiviraju hladnom koncentrovanom azotnom kiselinom. Gvožđe reaguje sa razblaženom azotnom kiselinom, a na osnovu koncentracije kiseline ne nastaju samo različiti produkti redukcije azota, već i različiti produkti oksidacije gvožđa:

Dušična kiselina oksidira nemetale, a dušik se obično reducira u NO ili NO 2:

i složene supstance, na primjer:

Neki organski spojevi (na primjer, amini, terpentin) se spontano zapale kada su u kontaktu s koncentriranom dušičnom kiselinom.

Neki metali (gvožđe, hrom, aluminijum, kobalt, nikl, mangan, berilijum), koji reaguju sa razblaženom azotnom kiselinom, pasiviziraju se koncentrovanom azotnom kiselinom i otporni su na njene efekte.

Mješavina dušične i sumporne kiseline naziva se "melanž".

Dušična kiselina se široko koristi za proizvodnju nitro spojeva.

Mješavina od tri zapremine hlorovodonične kiseline i jedne zapremine azotne kiseline naziva se "kraljeva voda". Aqua regia otapa većinu metala, uključujući zlato i platinu. Njegove snažne oksidacijske sposobnosti su posljedica atomskog klora i nitrozil klorida:

Nitrati

Dušična kiselina je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati - dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi. Nitratni joni ne hidroliziraju u vodi.

Soli dušične kiseline se nepovratno raspadaju kada se zagrijavaju, a sastav produkata raspadanja određuje kation:

a) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od magnezijuma:

b) nitrati metala koji se nalaze u naponskom opsegu između magnezijuma i bakra:

c) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu desno od žive:

d) amonijum nitrat:

Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidirajuća svojstva, ali na visokim temperaturama u čvrstom stanju su jaka oksidacijska sredstva, na primjer, pri fuziji čvrstih tvari:

Cink i aluminijum u alkalnoj otopini smanjuju nitrate na NH 3:

Soli dušične kiseline - nitrati - se široko koriste kao gnojiva. Osim toga, gotovo svi nitrati su vrlo topljivi u vodi, pa ih u prirodi ima izuzetno malo u obliku minerala; izuzeci su čileanski (natrijum) nitrat i indijski nitrat (kalijev nitrat). Većina nitrata se dobija veštačkim putem.

Staklo i fluoroplastika-4 ne reaguju sa azotnom kiselinom.

Azotna kiselina(HNO 3) je jaka jednobazna kiselina. Čvrsta dušična kiselina formira dvije kristalne modifikacije sa monoklinskom i ortorombnom rešetkom. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. U vodenim otopinama se gotovo potpuno disocira na ione. Formira azeotropnu mešavinu sa vodom koncentracije 68,4% i tačkom ključanja 120 °C na atmosferskom pritisku. Poznata su dva čvrsta hidrata: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) i trihidrat (HNO 3 ·3H 2 O).

Azot u dušičnoj kiselini je četverovalentan, oksidacijsko stanje +5. Azotna kiselina je bezbojni gas, bez mirisa, tečnost koja dimi na vazduhu, tačka topljenja? 41,59 °C, ključanje + 82,6 °C uz djelomičnu razgradnju. Rastvorljivost dušične kiseline u vodi nije ograničena. Vodene otopine HNO 3 s masenim udjelom od 0,95-0,98 nazivaju se "dimljajuća dušična kiselina", s masenim udjelom od 0,6-0,7 - koncentrirana dušična kiselina. Formira azeotropnu mešavinu sa vodom (maseni udeo 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, T ključanja =120,7 °C). Kada se kristalizira iz vodenih otopina, dušična kiselina formira kristalne hidrate:

• monohidrat HNO 3 H 2 O, T pl =?37,62 °C
• trihidrat HNO 3 3H 2 O, T pl =?18,47 °C

Čvrsta dušična kiselina formira dvije kristalne modifikacije:

• monoklinika, prostorna grupa P 2 1/a, a= 1.623 nm, b= 0,857 nm, c= 0,631, b = 90°, Z = 16;
• · rombični

Monohidrat formira kristale ortorombnog sistema, prostorne grupe P na2, a= 0,631 nm, b= 0,869 nm, c= 0,544, Z = 4;

Gustoća vodenih otopina dušične kiseline kao funkcija njene koncentracije opisuje se jednadžbom

gdje je d gustina u g/cm3, c je maseni udio kiseline. Ova formula loše opisuje ponašanje gustoće pri koncentracijama većim od 97%.

Pod uticajem svetlosti, azotna kiselina se delimično razgrađuje sa oslobađanjem NO 2 i zbog toga dobija svetlo smeđu boju:

N 2 + O 2 električna pražnjenja munje > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4HNO 3 svjetlo > 4NO 2 ^ (smeđi gas)+ 2H 2 O + O 2

Visoka koncentracija dušične kiseline oslobađa plinove u zrak, koji se u zatvorenoj boci detektiraju kao smeđe pare (dušikovi oksidi). Ovi gasovi su veoma otrovni, pa morate paziti da ih ne udišete. Dušična kiselina oksidira mnoge organske tvari. Papir i tkanine se uništavaju zbog oksidacije supstanci koje formiraju ove materijale. Koncentrirana dušična kiselina uzrokuje teške opekotine s produženim kontaktom i žutilo kože nekoliko dana pri kratkom kontaktu. Žutilo kože ukazuje na uništavanje proteina i oslobađanje sumpora (kvalitativna reakcija na koncentriranu dušičnu kiselinu - žuta boja zbog oslobađanja elementarnog sumpora kada kiselina djeluje na protein - ksantoproteinska reakcija). To jest, to je opekotina kože. Da biste spriječili opekotine, trebali biste raditi s koncentriranom dušičnom kiselinom dok nosite gumene rukavice.

Oksidativna svojstva dušične kiseline.

OVR u članku su posebno istaknutiboja . Obratite posebnu pažnju na njih. Ove jednačine se mogu pojaviti na Jedinstvenom državnom ispitu.

– u bilo kom obliku (i razrijeđenom i koncentriranom) je jako oksidacijsko sredstvo.

Štaviše, razrijeđeni se obnavlja dublje od koncentriranog.

Oksidirajuća svojstva obezbjeđuje dušik u najvišem oksidacijskom stanju +5

Kolika je valencija dušika u ovom spoju? Pitanje je veoma zeznuto, mnogi na njega odgovaraju tačno. Azot u azotnoj kiselini ima valenciju IV.

Atom dušika ne može formirati više kovalentne veze, pogledajte elektronski dijagram:

Tri veze sa svakim atomom kiseonika, a četvrta je raspoređena, takoreći, formira se jedna i pol veza. Dakle, valencija dušika je IV, a oksidacijsko stanje je +5

Prvo najzanimljivije svojstvo: interakcija s metalima.

Vodik se nikada ne oslobađa prilikom interakcije s metalima

Shema reakcije dušične kiseline (razrijeđene i koncentrirane) s metalima:

HNO 3 + Me → nitrat + H 2 O + redukovani proizvod azota

Dvije nijanse:

1. , i ne reaguju sa koncentrovanom azotnom kiselinom u normalnim uslovima zbog pasivacije. Treba zagrijati.

2. C platina I zlato koncentrirana dušična kiselina uopće ne reagira.

Da bismo razumjeli u kojoj mjeri se dušik može reducirati, pogledajmo dijagram njegovih oksidacijskih stanja:

Azot +5 je oksidaciono sredstvo, redukovaće se, odnosno smanjiće stepen oksidacije.

Svi mogući proizvodi redukcije dušika na dijagramu su zaokruženi crvenom bojom.

(Ne svi, naravno, takve reakcije mogu dati bilo šta, ali na Jedinstvenom državnom ispitu se formiraju samo ovi).

Čisto logično možete odrediti koji će se proizvod formirati:

• do tako niskih oksidacionih stanja kao što je -3 ili +1, sa stvaranjem proizvoda NH 4 NO 3 ili N 2 O, respektivno, azot se redukuje samo dovoljno jakim, aktivnim metalima: alkalna - grupa 1 glavna podgrupa, zemnoalkalna, kao i Al i Zn. Kao što je ranije spomenuto, razrijeđena kiselina se dublje reducira, stoga, kada aktivni metali stupe u interakciju s konc. dušična kiselina proizvodi N 2 O, a pri interakciji sa dil. azotna kiselina NH 4 NO 3.

4Ba + 10HNO 3( konc. .) → 4Ba(BR 3 ) 2 +5H 2 O+N 2 O

4Ba + 10HNO 3( razb .) → 4Ba(BR 3 ) 2 + 3H 2 O+NH 4 NO 3

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

8Li + 10HNO 3( razb .) → 8LiNO 3 + 3H 2 O+NH 4 NO 3

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

8Al + 30HNO 3( razb .) → 8Al(BR 3 ) 3 + 9H 2 O+3NH 4 NO 3

Preostali metali reduciraju dušičnu kiselinu na +2 ili +4, sa stvaranjem proizvoda, respektivno: NO ili O 2.

Razrijeđena kiselina se dublje reducira

• kada metali koji nisu posebno aktivni stupaju u interakciju s njim, nastaje NO. Pa, konačno. dušik NO 2:

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

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

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

Fe + 4HNO 3( razb .) → Fe(BR 3 ) 3 + 2H 2 O+NO

(imajte na umu da željezo oksidira do svog najvišeg oksidacijskog stanja)

Ag + 2HNO 3( konc. .) → AgNO 3 +H 2 O+NO 2

3Ag + 4HNO 3( razb .) → 3AgNO 3 + 2H 2 O+NO

Ako je teško odmah shvatiti logiku izbora, evo tabele:

A dušična kiselina oksidira nemetala do viših oksida.

Pošto nemetali nisu tako jaki redukcioni agensi kao aktivni metali, dušik se može reducirati samo na +4, formirajući NO 2 odnosno NO.

Kada se nemetali oksidiraju koncentriranom dušičnom kiselinom, nastaje smeđi plin (NO 2), a ako je kiselina razrijeđena, onda nastaje NO. Sheme reakcija su sljedeće:

nemetalni+ HNO 3 (razm.) → + NO

nemetalni+ HNO 3 (konc.) → nemetalno jedinjenje u najvišem oksidacionom stanju+ NE 2

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

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

(ugljena kiselina se ne stvara jer nije stabilna)

5HNO 3( konc. .) → H 3 P.O. 4 +H 2 O+5 NO 2

3P+5HNO 3( razb .) + 2H 2 O → 3H 3 P.O. 4 + 5NO

+ 3 HNO 3( konc. .) → H 3 B.O. 3 +3NO 2

B+HNO 3( razb .) +H 2 O → H 3 B.O. 3 + NO

6HNO 3( konc. .) → H 2 SO 4 + 2H 2 O+6NO 2

S+2HNO 3( razb .) → H 2 SO 4 + 2 NO

• koncentrirano dušična kiselina oksidira vodonik sulfid. Oksidacija ide dublje kada se zagrije:

2HNO 3( konc. .) +H 2 S → S↓ + 2NO 2 + 2H 2 O

H 2 S+8HNO 3 (konc.) → H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O

• koncentrirano dušična kiselina oksidira sulfide u sulfate:

CuS + 8HNO 3 (konc.) → CuSO 4 + 4 H 2 O + 8 NO 2

• dušična kiselina je toliko oštra da može čak i oksidirati. Samo jedan - jod. Dilute se obnavlja dublje: do +2, koncentriran do +4. Ali jod se oksidira ne do najvišeg oksidacijskog stanja od +7 (previše strmo), već do +5, formirajući jodnu kiselinu HIO 3:

10 HNO 3 (konc.) +I 2 (t)→ 2HIO 3 +10NO 2 + 4H 2 O

10 HNO 3 (podijeljeno) + 3 I 2 (t)→ 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

• koncentrirano dušična kiselina reagira sa hloridima i fluoridima. Samo shvatite da se s fluoridima i hloridima javlja normalna reakcija ionske izmjene s pomicanjem halogenovodonika i stvaranjem nitrata:

NaCl (čvrsti) + HNO 3 (konc.) → HCl + NaNO 3

NaF (čvrsti) + HNO 3 (konc.) → HF + NaNO 3

• Ali kod bromida i jodida (i kod bromovodika i jodida vodika) dolazi do ORR. U oba slučaja nastaje slobodni halogen, a dušik se reducira u NO 2:

8HNO 3( konc. .) + 6KBr ( TV .) → 3Br 2 + 4H 2 O+6KNO 3 +2NO 2

4HNO 3( konc. .) + 2NaI ( TV .) → 2NaNO 3 +2NO 2 + 2H 2 O+I 2 ↓

7HNO 3( konc. .) + NaI → NaNO 3 +6NO 2 + 3H 2 O+HIO 3

Ista stvar se dešava i pri interakciji sa jodom i bromovodikom:

2HNO 3( konc. .) + 2HBr → Br 2 +2NO 2 + 2H 2 O

6HNO 3( konc. .) + HI → HIO 3 +6NO 2 + 3H 2 O

Reakcije sa zlatom, magnezijumom, bakrom i srebrom

Azotna kiselina

Azotna kiselina(HNO 3) je jaka jednobazna kiselina. Čvrsta dušična kiselina formira dvije kristalne modifikacije: monoklinsku i ortorombnu rešetku.

Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. U vodenim otopinama se gotovo potpuno disocira na ione. Formira azeotropnu mešavinu sa vodom koncentracije 68,4% i tačkom ključanja 120 °C na atmosferskom pritisku. Poznata su dva čvrsta hidrata: monohidrat (HNO 3 ·H 2 O) i trihidrat (HNO 3 ·3H 2 O).

Hemijska svojstva

Visoko koncentrirani HNO 3 obično je smeđe boje zbog procesa raspadanja koji se događa na svjetlu:

Kada se zagrije, dušična kiselina se razlaže prema istoj reakciji. Dušična kiselina se može destilovati (bez raspadanja) samo pod sniženim pritiskom (naznačena tačka ključanja na atmosferskom pritisku nalazi se ekstrapolacijom).

Zlato, neki metali platinske grupe i tantal su inertni prema dušičnoj kiselini u cijelom rasponu koncentracija, drugi metali reagiraju s njom, pri čemu je tok reakcije određen njegovom koncentracijom.

HNO 3 kao jaka jednobazna kiselina interaguje:

a) sa bazičnim i amfoternim oksidima:

b) sa razlozima:

c) istiskuje slabe kiseline iz njihovih soli:

Pri ključanju ili izlaganju svjetlosti dušična kiselina se djelomično razgrađuje:

Dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji pokazuje svojstva oksidirajuće kiseline, pri čemu je dušik reduciran u oksidacijsko stanje od +4 do -3. Dubina redukcije zavisi prvenstveno od prirode redukcionog sredstva i koncentracije azotne kiseline. Kao oksidirajuća kiselina, HNO 3 stupa u interakciju:

a) sa metalima koji stoje u nizu napona desno od vodonika:

Koncentrovani HNO3

Razrijediti HNO 3

b) sa metalima koji stoje u nizu napona lijevo od vodonika:

Sve gornje jednačine odražavaju samo dominantni tok reakcije. To znači da pod datim uslovima postoji više proizvoda ove reakcije nego produkata drugih reakcija, na primer, kada cink reaguje sa azotnom kiselinom (maseni udeo azotne kiseline u rastvoru 0,3), proizvodi će sadržati najviše NO, ali će i sadrže (samo u manjim količinama) i NO 2, N 2 O, N 2 i NH 4 NO 3.

Jedini opći obrazac u interakciji dušične kiseline s metalima je: što je kiselina više razrijeđena i što je metal aktivniji, dušik se dublje reducira:

Povećanje koncentracije kiseline povećava aktivnost metala

Proizvodi interakcije željeza sa HNO 3 različitih koncentracija

Dušična kiselina, čak ni koncentrirana, ne stupa u interakciju sa zlatom i platinom. Gvožđe, aluminijum, hrom se pasiviraju hladnom koncentrovanom azotnom kiselinom. Željezo reagira s razrijeđenom dušičnom kiselinom i ovisno o koncentraciji kiseline ne nastaju samo različiti produkti redukcije dušika, već i različiti produkti oksidacije željeza:

Dušična kiselina oksidira nemetale, a dušik se obično reducira u NO ili NO 2:

i složene supstance, na primjer:

Neki organski spojevi (na primjer, amini i hidrazin, terpentin) se spontano zapale kada su u kontaktu s koncentriranom dušičnom kiselinom.

Azotna kiselina

Neki metali (gvožđe, hrom, aluminijum, kobalt, nikl, mangan, berilijum), koji reaguju sa razblaženom azotnom kiselinom, pasiviziraju se koncentrovanom azotnom kiselinom i otporni su na njene efekte.

Mješavina dušične i sumporne kiseline naziva se "melanž". Zahvaljujući prisustvu amila postiže se koncentracija od 104% [ izvor nije naveden 150 dana] (odnosno, kada se dodaju 4 dijela destilata na 100 dijelova melanža, koncentracija ostaje na 100% zbog apsorpcije vode od strane amila [ izvor nije naveden 150 dana]).

Dušična kiselina se široko koristi za proizvodnju nitro spojeva.

Mješavina od tri zapremine hlorovodonične kiseline i jedne zapremine azotne kiseline naziva se "kraljeva voda". Aqua regia otapa većinu metala, uključujući zlato i platinu. Njegove jake oksidacijske sposobnosti su posljedica atomskog klora i nitrozil klorida koji nastaju:

Nitrati

HNO 3 je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati - dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi.

Soli dušične kiseline - nitrati - nepovratno se raspadaju kada se zagrijavaju, produkti raspadanja su određeni kationom:

a) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od magnezijuma:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

b) nitrati metala koji se nalaze u naponskom opsegu između magnezijuma i bakra:

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

c) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu desno od žive:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

d) amonijum nitrat:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidirajuća svojstva, ali pri visokim temperaturama u čvrstom stanju nitrati su jaki oksidanti, na primjer:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - kod taljenja čvrstih materija.

Cink i aluminijum u alkalnoj otopini smanjuju nitrate na NH 3:

Soli dušične kiseline - nitrati - se široko koriste kao gnojiva. Štoviše, gotovo svi nitrati su vrlo topljivi u vodi, pa ih u prirodi ima izuzetno malo u obliku minerala; izuzeci su čileanski (natrijum) nitrat i indijski nitrat (kalijev nitrat). Većina nitrata se dobija veštačkim putem.

Staklo i fluoroplastika-4 ne reaguju sa azotnom kiselinom.

Istorijski podaci

Metoda dobivanja razrijeđene dušične kiseline suhom destilacijom šalitre sa stipsom i bakar sulfatom očito je prvi put opisana u Jabirovim raspravama (Geber u latiniziranim prijevodima) u 8. stoljeću. Ova metoda, uz razne modifikacije, od kojih je najznačajnija zamjena bakar sulfata željeznim sulfatom, korištena je u evropskoj i arapskoj alhemiji do 17. stoljeća.

U 17. stoljeću Glauber je predložio metodu za proizvodnju hlapljivih kiselina reakcijom njihovih soli s koncentriranom sumpornom kiselinom, uključujući dušičnu kiselinu iz kalijevog nitrata, što je omogućilo uvođenje koncentrirane dušične kiseline u kemijsku praksu i proučavanje njenih svojstava. Glauberova metoda se koristila do početka 20. stoljeća, a jedina značajna modifikacija bila je zamjena kalijum nitrata jeftinijim natrijum nitratom (čileanskim).

U vreme M.V. Lomonosova, azotna kiselina se zvala jaka vodka.

Industrijska proizvodnja, upotreba i djelovanje na organizam

Dušična kiselina je jedan od najvećih proizvoda hemijske industrije.

Proizvodnja dušične kiseline

Savremeni način njegove proizvodnje zasniva se na katalitičkoj oksidaciji sintetičkog amonijaka na platinsko-rodijumskim katalizatorima (Ostwald proces) u mešavinu azotnih oksida (azotnih gasova), uz njihovu dalju apsorpciju vodom.

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

Koncentracija azotne kiseline koja se dobije ovom metodom varira u zavisnosti od tehnološke izvedbe procesa od 45 do 58%. Alhemičari su prvi dobili dušičnu kiselinu zagrijavanjem mješavine šalitre i željeznog sulfata:

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

Čistu dušičnu kiselinu prvi je dobio Johann Rudolf Glauber obradom nitrata koncentriranom sumpornom kiselinom:

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

Daljnjom destilacijom dobija se tzv „dimljiva dušična kiselina“, koja praktično ne sadrži vodu.