Азотная кис. Физические свойства азотной кислоты
Азотная кислота - бесцветную жидкость с едким запахом, плотностью 1, 52 г/см3 , температура кипения 84°С, при температуре -41°С затвердевает в бесцветное кристаллическое вещество. Обычно применяемая на практике, концентрированная азотная кислота содержит 65 - 70% HNO3 (максимальная плотность 1, 4 г/см3); с водой кислота смешивается в любых соотношениях. Существует также дымящая азотная кислота с концентрацией 97 - 99%.
Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи.
Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках. В то же время обращение с азотной кислотой менее опасно, чем, например, с серной, она быстро испаряется и не остаётся в неожиданных местах. Брызги азотной кислоты следует смывать большим количеством воды, а ещё лучше смачивать раствором соды.
Дымящая азотная кислота при хранении под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.
Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идёт разложение. Поэтому хранят её в прохладном и тёмном месте. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придаёт ей бурую окраску.
Разбавленную кислоту легко приготовить, выливая концентрированную кислоту в воду.
Разбавленную азотную кислоту хранят и перевозят в таре из хромистой стали, концентрированную – в алюминиевой таре, т.к. концентрированная кислота пассивирует алюминий, железо и хром из-за образования нерастворимых плёнок оксидов:
2Al + 6HNO3 = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.
Небольшие количества хранят в стеклянных бутылках. Азотная кислота сильно разъедает резину. Поэтому бутылки должны быть с притёртыми или полиэтиленовыми пробками.
Применяют азотную кислоту в основном в виде водных растворов, является одной из составных частей царской водки, содержится в пробирных кислотах. В промышленности применяют для получения комбинированных азотных удобрений, для растворения руд и концентратов, в производстве серной кислоты, различных органических нитропродуктов, в ракетной технике как окислитель горючего и т. д.
Промышленное получение азотной кислоты
Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. При« описании свойств аммиака было указано, что он горит в кислороде, причём продуктами реакции являются вода и свободный азот. Но в присутствии катализаторов - окисление аммиака кислородом может протекать иначе.
Если пропускать смесь аммиака с воздухом над катализатором, то при 750 °С и определен-ном составе смеси происходит почти полное превращение
Образовавшийся NO легко переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.
В качестве катализаторов при окислении аммиака используют сплавы на основе
платины.
Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не
превышающую 60%. При необходимости ее концен-трируют,
Промышленностью
выпускается разбавленная азотная кислота концентрацией 55, 47 и 45%, а
концентрированная-98 и 97%,
Применение азотной кислоты
Кислота азотная применяется в производство азотных и комбинированных удобрений (натриевой, аммиачной, кальциевой и калиевой селитры, нитрофоса, нитрофоски), различных сернокислых солей, взрывчатых веществ (тринитротолуола и др.), органических красителей.
В органическом синтезе широко применяется смесь концентрированной азотной кислоты и серной кислоты - «нитрующая смесь».
В металлургии азотная кислота применяется для растворения и травления металлов, а также для разделения золота и серебра. Также азотную кислоту применяют в химической промышленности, в производстве взрывчатых веществ, в производстве полупродуктов для получения синтетических красителей и других химикатов.
Кислота азотная техническая используется при никелировании, гальванизации и хромировании деталей, а ткаже в полиграфической промышленности. Широко используется кислота азотная в молочной, электротехнической промышленности.
Плотность растворов различной концентрации азотной кислоты
Плотность, г/см 3 |
Концентрация |
Плотность, |
Концентрация |
||
г/л. |
г/л. |
||||
1, 000 |
0, 3296 |
3, 295 |
1, 285 |
46, 06 |
591, 9 |
1, 005 |
1, 255 |
12, 61 |
1, 290 |
46, 85 |
604, 3 |
1, 010 |
2, 164 |
21, 85 |
1, 295 |
47, 63 |
616, 8 |
1, 015 |
3, 073 |
31, 19 |
1, 300 |
48, 42 |
629, 5 |
1, 020 |
3, 982 |
40, 61 |
1, 305 |
49, 21 |
642, 1 |
1, 025 |
4, 883 |
50, 05 |
1, 310 |
50, 00 |
644, 7 |
1, 030 |
5, 784 |
59, 57 |
1, 315 |
50, 85 |
668, 5 |
1, 035 |
6, 661 |
68, 93 |
1, 320 |
51, 71 |
682, 4 |
1, 040 |
7, 530 |
78, 32 |
1, 325 |
52, 56 |
696, 3 |
1, 045 |
8, 398 |
87, 77 |
1, 330 |
53, 41 |
710, 1 |
1, 050 |
9, 259 |
97, 22 |
1, 335 |
54, 27 |
724, 0 |
1, 055 |
10, 12 |
106, 7 |
1, 340 |
55, 13 |
738, 5 |
1, 060 |
10, 97 |
116, 3 |
1, 345 |
56, 04 |
753, 6 |
1, 065 |
11, 81 |
125, 8 |
1, 350 |
56, 95 |
768, 7 |
1, 070 |
12, 65 |
135, 3 |
1, 355 |
57, 87 |
783, 8 |
1, 075 |
13, 48 |
145, 0 |
1, 360 |
58, 78 |
799, 0 |
1, 080 |
14, 31 |
154, 6 |
1, 365 |
59, 69 |
814, 7 |
1, 085 |
15, 13 |
164, 1 |
1, 370 |
60, 67 |
831, 1 |
1, 090 |
15, 95 |
173, 8 |
1, 375 |
61, 69 |
848, 1 |
1, 095 |
16, 76 |
183, 5 |
1, 380 |
62, 70 |
865, 1 |
1, 100 |
17, 58 |
193, 3 |
1, 385 |
63, 72 |
882, 8 |
1, 105 |
18, 39 |
203, 1 |
1, 390 |
64, 74 |
900, 4 |
1, 110 |
19, 19 |
213, 0 |
1, 395 |
65, 84 |
918, 1 |
1, 115 |
20, 00 |
223, 0 |
1, 400 |
66, 97 |
937, 6 |
1, 120 |
20, 79 |
232, 9 |
1, 405 |
68, 10 |
956, 6 |
1, 125 |
21, 59 |
242, 8 |
1, 410 |
69, 23 |
976, 0 |
1, 130 |
22, 38 |
252, 8 |
1, 415 |
70, 34 |
996, 2 |
1, 135 |
23, 16 |
262, 8 |
1, 420 |
71, 63 |
1017 |
1, 140 |
23, 94 |
272, 8 |
1, 425 |
72, 86 |
1038 |
1, 145 |
24, 71 |
282, 9 |
1, 430 |
74, 09 |
1059 |
1, 150 |
25, 48 |
292, 9 |
1, 435 |
74, 35 |
1081 |
1, 155 |
26, 24 |
303, 1 |
1, 440 |
76, 71 |
1105 |
1, 160 |
27, 00 |
313, 2 |
1, 445 |
78, 07 |
1128 |
1, 165 |
27, 26 |
323, 4 |
1, 450 |
79, 43 |
1152 |
1, 170 |
28, 51 |
333, 5 |
1, 455 |
80, 88 |
1177 |
1, 175 |
29, 25 |
343, 7 |
1, 460 |
82, 39 |
1203 |
1, 180 |
30, 00 |
354, 0 |
1, 465 |
83, 91 |
1229 |
1, 185 |
30, 74 |
364, 2 |
1, 470 |
8550 |
1257 |
1, 190 |
31, 47 |
374, 5 |
1, 475 |
87, 29 |
1287 |
1, 195 |
32, 21 |
385, 0 |
1, 480 |
89, 07 |
1318 |
1, 200 |
32, 94 |
395, 3 |
1, 485 |
91, 13 |
1353 |
1, 205 |
33, 68 |
405, 8 |
1, 490 |
93, 19 |
1393 |
1, 210 |
34, 41 |
416, 3 |
1, 495 |
95, 46 |
1427 |
1, 215 |
35, 16 |
427, 1 |
1, 500 |
96, 73 |
1450 |
1, 220 |
35, 93 |
438, 3 |
1, 501 |
96, 98 |
1456 |
1, 225 |
36, 70 |
449, 6 |
1, 502 |
97, 23 |
1461 |
1, 230 |
37, 48 |
460, 9 |
1, 503 |
97, 49 |
1465 |
1, 235 |
38, 25 |
472, 4 |
1, 504 |
97, 74 |
1470 |
1, 240 |
39, 02 |
483, 8 |
1, 505 |
97, 99 |
1474 |
1, 245 |
39, 80 |
495, 5 |
1, 506 |
98, 25 |
1479 |
1, 250 |
40, 58 |
505, 2 |
1, 507 |
98, 50 |
1485 |
1, 255 |
41, 36 |
519, 0 |
1, 508 |
98, 76 |
1490 |
1, 260 |
42, 14 |
530, 9 |
1, 509 |
99, 01 |
1494 |
1, 265 |
42, 92 |
542, 9 |
1, 510 |
99, 26 |
1499 |
1, 270 |
43, 70 |
555, 0 |
1, 511 |
99, 52 |
1503 |
1, 275 |
44, 48 |
567, 2 |
1, 512 |
99, 74 |
1508 |
1, 280 |
45, 27 |
579, 4 |
1, 513 |
100, 00 |
1513 |
· Промышленное производство, применение и действие на организм · Близкие статьи · Примечания · Литература · Официальный сайт ·
Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:
При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции помимо этого определяется её концентрацией.
HNO 3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:
а) с основными и амфотерными оксидами:
в) вытесняет слабые кислоты из их солей:
При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, помимо этого азот восстанавливается до степени окисления от +4 до 3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:
а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:
Концентрированная HNO 3
Разбавленная HNO 3
б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, к примеру, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .
Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:
Увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла
С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем исходя из концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:
Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO 2:
и сложные вещества, к примеру:
Некоторые органические соединения (например амины, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.
Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.
Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».
Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.
Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большая часть металлов, в том числе Золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:
Нитраты
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.
Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:
а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:
б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:
в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:
г) нитрат аммония:
Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:
Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:
Соли азотной кислоты - нитраты - широко используются как удобрения. Помимо этого практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большая часть нитратов получают искусственно.
С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.
Азотистая и азотная кислоты и их соли
Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:
2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О
Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:
3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO
Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и сопровождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3
практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:
3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO
По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:
Ba(NO 2) 2 +H 2 SO 4 =2HNO 2 +BaSO 4 ¯
На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:
которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных металлов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо растворимы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красителей. Обе соли получают из оксидов азота:
NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:
KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO
Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.
Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислительные, при этом сама она восстанавливается до NO:
Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:
Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в растворе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутствия Н + , т.е. протекает в кислой среде.
Азотная кислота
В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:
NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.
Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха:
1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платиновым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О
2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2
3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутствии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3
Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очищают от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т.п.).
Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.
Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состояние. Кипит при 82,6°С.
В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:
Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноценны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.
Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:
1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:
2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует ковалентную связь с атомом азота:
3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:
4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие неподеленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кислорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:
Химические свойства
1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.
2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зависит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в интервале от +4 до -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
Продукты восстановления при взаимодействии азотной кислоты разной концентрации с металлами разной активности приведены ниже в схеме.
Концентрированная азотная кислота при обычной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она переводит их в пассивное состояние. На поверхности образуется пленка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.
3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты:
Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H
3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2
Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора:
HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.
4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливается до NO или NO 2:
S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 +Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 +4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO
5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.
Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавливают взрывчатое вещество аммонал.
Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:
Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.
2KNO 3 =2KNO 2 +O 2
2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 +O 2
Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кислород, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.
Применение
Азотная кислота - важнейший продукт химической промышленности. Большие количества расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пластмасс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая
азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.
Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.
Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.
Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:
HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.
HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:
1) концентрированная HN03 , взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:
2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:
3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:
До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:
Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».
4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:
5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.
6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.
Промышленное получение азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.
Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.
34. Фосфор
Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.
Строение молекулы: способность образования?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами?-связями.
Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.
Химические свойства:
1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:
2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:
3) фосфор образует соединения с неметаллами:
Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.
При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:
Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.
При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.
Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(Р O4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.
В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.
Структурная формула
Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: HNO 3
Химический состав Азотной кислоты
Молекулярная масса: 63,012
Азо́тная кислота́ (HNO 3 ) - сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t кип 120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO 3 ·H 2 O) и тригидрат (HNO 3 ·3H 2 O).
Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. Водные растворы HNO 3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 - концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d20 = 1,41 г/см, T кип = 120,7 °C)
Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения. ри нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять без разложения только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.
Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».
Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.
Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила.
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется. Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.
Азотная кислота по степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Её пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже долгозаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией. При нагреве или под действием света кислота разлагается с образованием высокотоксичного диоксида азота NO 2 (газа бурого цвета). ПДК для азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по NO 2 2 мг/м 3 .