Азотная кислота и нитраты

Физические и химические свойства азотной кислоты

Азотная кислота (HNO₃) — бесцветная или слегка желтоватая жидкость с резким характерным запахом, плотностью около 1,51 г/см³ и температурой кипения 83 °C при нормальном давлении. Растворы концентрацией более 68 % называются «концентрированной азотной кислотой», а при хранении она частично разлагается с образованием оксидов азота, что придаёт раствору жёлтый оттенок. Азотная кислота хорошо растворима в воде с выделением тепла (экзотермическая реакция).

Химические свойства HNO₃ обусловлены её сильными окислительными и кислотными характеристиками:

• Кислотные свойства: диссоциирует в воде по уравнению HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻, полностью проявляя свойства сильной кислоты. В реакции с щелочами и основаниями образует соли — нитраты.
• Окислительные свойства: концентрированная азотная кислота способна окислять многие металлы, например, медь, серебро, свинец, при этом выделяются газы NO₂, NO.
• Реакции разложения: при нагревании разлагается с образованием NO₂, O₂ и H₂O.

Производство и получение

Азотная кислота промышленно производится методом Оствальда: аммиак окисляется кислородом до оксида азота(I), который затем окисляется до NO₂ и растворяется в воде с образованием HNO₃. Основные стадии:

1. NH₃ + 1,5 O₂ → NO + H₂O (катализатор Pt-Rh, температура 850–950 °C)
2. 2 NO + O₂ → 2 NO₂
3. 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO

В лаборатории HNO₃ получают взаимодействием нитратов с концентрированной серной кислотой: NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃↑

Применение азотной кислоты

Азотная кислота широко используется в производстве взрывчатых веществ, красителей, удобрений (нитрат аммония, калия), в металлургии для травления и очистки металлов, а также в органическом синтезе для нитрования органических соединений.

Нитраты: классификация и свойства

Нитраты (соля азотной кислоты) имеют общую формулу MNO₃, где M — металл или аммоний.

• Физические свойства: большинство нитратов — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, термически устойчивы при комнатной температуре. При нагревании разлагаются с выделением оксидов азота и кислорода.

• Химические свойства:

  • Кислотно-солевые реакции: взаимодействуют с кислотами с образованием HNO₃.
  • Окислительные реакции: при нагревании или взаимодействии с восстановителями проявляют окислительные свойства.
  • Тепловое разложение: нитраты щелочных металлов устойчивы, а нитраты тяжелых металлов (например, свинца, серебра) разлагаются с выделением O₂ и NO₂.

Производство нитратов

Нитраты получают:

1. Нейтрализацией HNO₃ основаниями или оксидами металлов: HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O
2. Реакцией металлов с HNO₃ (в зависимости от активности металла): Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O
3. В промышленных масштабах используют также реакцию минералов с кислотами для получения калийных и аммониевых нитратов.

Применение нитратов

• Удобрения: аммонийные, калийные и натриевые нитраты как источник азота для растений.
• Взрывчатые вещества: нитроглицерин, тротил получают из органических нитратов.
• Металлургия: в качестве окислителей и компонентов травильных растворов.
• Химическая промышленность: для синтеза других азотных соединений, красителей и пиротехнических составов.

Особенности хранения и безопасности

Азотная кислота и нитраты являются сильными окислителями. При контакте с органическими веществами, восстановителями или при нагревании возможно самовозгорание или взрыв. Требуется хранение в химически инертной таре, вдали от воспламеняющихся материалов, с контролем температуры и концентрации.

Ключевые моменты:

• HNO₃ — сильная кислота и мощный окислитель.
• Нитраты проявляют устойчивость, водорастворимость и окислительные свойства, зависящие от металла.
• Производство азотной кислоты и нитратов тесно связано с промышленными химическими процессами (Оствальда, нейтрализация).
• Применение охватывает удобрения, органический синтез, металлургию и взрывчатые вещества.
• Безопасность хранения и обращения критически важна из-за высокой реакционной способности этих соединений.