Азотная кислота относится к основным соединениям азота. Химическая формула – HNO 3 . Так какими же физическими и химическими свойствами обладает это вещество?
Физические свойства
Чистая азотная кислота не имеет цвета, обладает резким запахом, а на воздухе имеет особенность “дымиться”. Молярная масса составляет 63 г/моль. При температуре -42 градуса переходит в твердое агрегатное состояние и превращается в белоснежную массу. Безводная азотная кислота закипает при 86 градусах. В процессе смешивания с водой образует растворы отличные друг от друга по концентрации.
Данное вещество является одноосновной, то есть всегда имеет одну карбоксильную группу. Среди кислот, которые относятся к мощным окислителями, азотная кислота является одной из сильнейших. Она вступает в реакцию со многими металлами и неметаллами, органическими соединениями за счет восстановления азота
Нитраты – соли азотной кислоты. Чаще всего их используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве
Химические свойства
Электронную и структурную формулу азотной кислоты изображают следующим образом:
Рис. 1. Электронная формула азотной кислоты.
Концентрированная азотная кислота подвержена воздействию света и под его действием способна разлагаться на оксиды азота. Оксиды, в свою очередь, взаимодействуя с кислотой, растворяются в ней и придают жидкости желтоватый оттенок:
4HNO 3 =4NO 2 +O 2 +2H 2 O
Хранить вещество следует в прохладном и темном месте. При повышении ее температуры и концентрации процесс распада происходит значительно быстрее. Азот в молекуле азотной кислоты всегда имеет валентность IV, степень окисления +5, координационное число 3.
Так как азотная кислота является очень сильной кислотой, в растворах она полностью разлагается на ионы. Она реагирует с основными оксидами, с основаниями, с солями более слабых и более летучих кислот.
Рис. 2. Азотная кислота.
Эта одноосновная кислота – сильнейший окислитель. Азотная кислота действует на многие металлы. В зависимости от концентрации, активности металла и условий проведения реакции может восстанавливаться с одновременным образованием соли азотной кислоты (нитрата) до соединений.
Когда азотная кислота взаимодействует с малоактивными металлами образуется NO 2:
Cu+4HNO 3 (конц.)=Сu(NO 3) 2 +2NO 2 +2H 2 O
Разбавленная азотная кислота в такой ситуации восстанавливается до NO:
3Cu+8HNO 3 (разб.)=3Сu(NO 3) 2 +2NO+4H 2 O
Если в реакцию с разбавленной азотной кислотой вступают более активные металлы, то выделяется NO 2:
4Mg+10HNO 3 (разб.)=4Mg(NO 3) 2 +N 2 O+5H 2 O
Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами восстанавливается до солей аммония:
4Zn+10HNO 3 (очень разб.)=4Zn(NO 3) 2 +NH 4 NO 3 +3H 2 O
В концентрированной азотной кислоте устойчивы Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti. Металлы Al, Fe, Cr она «пассивирует» в результате образования на поверхности металлов оксидных пленок.
Смесь, образованная из одного объема концентрированной азотной и трех объемов концентрированной хлороводородной (соляной) кислоты называется «царской водкой».
Рис. 3. Царская водка.
Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а азотная кислота в зависимости от концентрации восстанавливается до NO или NO 2:
С+4HNO 3 (конц.)=CO 2 +4NO 2 +2H 2 O
S+6HNO 3 (конц.)=H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O
Азотная кислота способна окислять некоторые катионы и анионы, а также неорганические ковалентные соединения, например, сероводород.
3H 2 S+8HNO 3 (разб.)= 3H 2 SO 4 +8NO+4H 2 O
Азотная кислота взаимодействует со многими органическими веществами, при этом один или несколько атомов водорода в молекуле органического вещества заменяются нитрогруппами – NO 2 . Этот процесс называется нитрованием.
Азотистая кислота - это одноосновная слабая кислота, которая может существовать только в разбавленных водных растворах голубого цвета и в газовой форме. Соли данной кислоты называют азотистокислым или нитритами. Они токсичны и более устойчивы, чем сама кислота. Химическая формула данного вещества выглядит так: HNO2.
Физические свойства:
1. Молярная масса равна 47 г/моль.
2. равна 27 а.е.м.
3. Плотность составляет 1,6.
4. Температура плавления равна 42 градусам.
5. Температура кипения равна 158 градусам.
Химические свойства азотистой кислоты
1. Если раствор с азотистой кислотой нагреть, то произойдет следующая химическая реакция:
3HNO2 (азотистая кислота) = HNO3 (кислота азотная) + 2NO выделяется в виде газа)+ H2O (вода)
2. В водных растворах диссоциирует и легко вытесняется из солей более сильными кислотами:
H2SO4 (серная кислота) + 2NaNO2 (нитрит натрия) = Na2SO4 (сульфат натрия) + 2HNO2 (азотистая кислота)
3. Рассматриваемое нами вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При воздействии на него более сильных окислителей (например: хлор, пероксид водорода H2O2, окисляется до азотной кислоты (в некоторых случаях происходит образование соли азотной кислоты):
Восстановительные свойства:
HNO2 (азотистая кислота) + H2O2 (пероксид водорода) = HNO3 (азотная кислота) + H2O (вода)
HNO2 + Cl2 (хлор) + H2O (вода) = HNO3 (кислота азотная) + 2HCl (соляная кислота)
5HNO2 (азотистая кислота)+ 2HMnO4 = 2Mn(NO3)2 (нитрат марганца, соль азотной кислоты) + HNO3 (кислота азотная) + 3H2O (вода)
Окислительные свойства:
2HNO2 (азотистая кислота)+ 2HI = 2NO (оксид кислорода, в виде газа) + I2 (йод) + 2H2O (вода)
Получение азотистой кислоты
Данное вещество можно получить несколькими способами:
1. При растворении азота оксида (III) в воде:
N2O3 (оксид азота) + H2O (вода) = 2HNO3 (азотистая кислота)
2. При растворении азота оксида (IV) в воде:
2NO3 (оксид азота) + H2O (вода) = HNO3 (азотная кислота) + HNO2 (азотистая кислота)
Применение азотистой кислоты:
- диазотирование ароматических первичных аминов;
- производство солей диазония;
- в синтезе органических веществ (например, для производства органических красителей).
Воздействие азотистой кислоты на организм
Данное вещество токсично, обладает ярким мутагенным эффектом, так как по сути своей является деаминирующим агентом.
Что такое нитриты
Нитриты - это различные соли азотистой кислоты. К воздействию температур они менее устойчивы, чем нитраты. Необходимы при производстве некоторых красителей. Применяются в медицине.
Особенное значение приобрел для человека нитрит натрия. Это вещество имеет формулу NaNO2. Используется в качестве консерванта в пищевой промышленности при производстве изделий из рыбы и мяса. Представляет собой порошок чистого белого или слегка желтоватого цвета. Нитрит натрия гигроскопичен (исключение составляет очищенный нитрит натрия) и хорошо растворяется в H2O (воде). На воздухе способен постепенно окислиться до имеет сильные восстановительные свойства.
Натрия нитрит применяется в:
- химическом синтезе: для получения диазо-аминных соединений, для дезактивирования избытка натрия азида, для получения кислорода, натрия оксида и натрия азота, для поглощения углекислого газа;
- в производстве пищевых продуктов (пищевая добавка Е250): в качестве антиокислителя и антибактериального агента;
- в строительстве: в качестве противоморозной добавки к бетону в изготовлении конструкций и строительных изделий, в синтезе органических веществ, в роли ингибитора коррозии атмосферной, в производстве каучуков, попперсов, раствора добавки для взрывчатых веществ; при обработке металла для снятия слоя олова и при фосфатировании;
- в фотографии: как антиокислитель и реагент;
- в биологии и медицине: сосудорасширяющее, спазмолитическое, слабительное, бронхолитическое; как антидот при отравлении животного или человека цианидами.
В настоящее время также используются и другие соли азотистой кислоты (например, нитрит калия).
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 .
Азотная кислота - важный, но опасный химический реактив
Химические реактивы , лабораторное оборудование и приборы , а также лабораторная посуда из стекла или из других материалов являются составляющими любой современной промышленной или научно-исследовательской лаборатории. В этом перечне, как и много веков назад, особое место занимают вещества и соединения, так как они представляют собой основную химическую базу, без которой невозможно проведение любого, даже самого простого эксперимента или анализа.
Современная химия насчитывает огромное количество химических реактивов: щелочи, кислоты, реагенты, соли и другие. Среди них кислоты - самая распространенная группа. Кислоты - это сложные водородосодержащие соединения, атомы которых могут замещаться атомами металла. Сфера их применения обширна. Она охватывает многие отрасли производства: химическую, машиностроительную, нефтеперерабатывающую, пищевую, а также медицину, фармакологию, косметологию; широко используется в быту.
Азотная кислота и ее определение
относится к с одноосновным кислотам и является сильным реактивом. Она представляет собой прозрачную жидкость, которая может иметь желтоватый оттенок при долгом хранении ее в теплом помещении, так как при плюсовой (комнатной) температуре в ней накапливаются оксиды азота. При нагревании или взаимодействии с прямыми солнечными лучами приобретает бурый цвет из-за процесса выделения диоксида азота. При контакте с воздухом дымится. Данная кислота - это сильный окислитель с резким неприятным запахом, который вступает в реакцию с большинством металлов (за исключением платины, родия, золота, тантала, иридия и некоторых других), превращая их в оксиды или нитраты. Данная кислота хорошо растворяется в воде, причем в любых соотношениях, ограниченно - в эфире.
Форма выпуска азотной кислоты зависит от ее концентрации:
- обычная - 65 % , 68 %;
- дымная - 86 % и более. Цвет «дыма» может быть белым, если концентрация составляет от 86 % до 95 %, или красным - свыше 95 %.
Получение
В настоящее время производство сильно- или слабоконцентрированной азотной кислоты проходит следующие этапы:
1. процесс каталитического окисления синтетического аммиака;
2. как результат - получение смеси нитрозных газов;
3. впитывания воды;
4. процесс концентрирования азотной кислоты.
Хранение и транспортировка
Данный реактив является самой агрессивной кислотой, 
поэтому для ее транспортировки и хранения выдвигаются следующие требования:
- хранить и перевозить в специальных герметически закрытых резервуарах из хромистой стали или алюминия, а также в бутылях из лабораторного стекла
.
Каждая тара помечается надписью «Опасно».
Где применяется химический реактив?
Сфера применения азотной кислоты в настоящее время огромна. Она охватывает многие отрасли промышленности, такие как:
- химическую (изготовление взрывчатых веществ, органических красителей, пластмасс, натрия, калия, пластмасс, некоторых видов кислот, искусственного волокна);
- сельскохозяйственную (производство азотных минеральных удобрений или селитры);
- металлургическую (растворение и травление металлов);
- фармакологическую (входит в состав препаратов по удалению кожных образований);
- ювелирное производство (определение чистоты драгоценных металлов и сплавов);
- военную (входит в состав взрывчатых веществ как нитрующий реагент);
- ракетно-космическую (одна из составляющих ракетного топлива);
- медицину (для прижигания бородавок и других кожных образований).
Меры предосторожности
При работе с азотной кислотой нужно учесть, что данный химический реактив является сильной кислотой, которая относиться к веществам 3 класса опасности. Для сотрудников лабораторий, а также лиц, допущенных к работе с подобными веществами, существуют особые правила. Во избежание прямого контакта с реактивом все работы проводить строго в специальной одежде, которая включает: кислотозащитные рукавицы и обувь, комбинезон, перчатки нитриловые , а также очки и респираторы, как средства защиты органов дыхания и зрения. Несоблюдение данных требований может привести к самым серьезным последствиям: при попадании на кожу - ожогам, язвам, а при попадании в вдыхательные пути - отравлениям, вплоть до отека легких.
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.
