Азотная кислота и ее соли

Азот

Большая часть азота в природе находится в свободном состоянии. 78% (по объему) воздуха приходится на долю молекулярного азота N₂. Входит в состав селитр, необходимая составная часть белка, поэтому входит в состав всех живых организмов.

В промышленности азот получают ректификацией воздуха, т.е. при высоком давлении и низкой температуре сжижают воздух. Затем, повышая температуру, фракционно испаряют сжиженный воздух. Первой выкипающей фракцией при -196^оС является азот. Молекулярный азот не имеет запаха и вкуса, малорастворим в воде, очень инертен.

Химические свойства

1. Все реакции N₂ с металлами (кроме реакции с литием) идут при довольно сильном нагревании. Исключением является взаимодействие азота с литием, которое начинается уже при комнатной температуре:

N₂ + 6Li = 2Li₃N

Соединения азота с металлами носят название нитриды. Нитриды активных металлов разлагаются водой:

AlN + 3H₂O = Al(OH)₃ + NH₃ ­

Нитриды тяжелых металлов входят в состав сплавов, повышая их прочность и коррозионную стойкость.

2. С неметаллами азот взаимодействует только при высоких температурах и обратимо. Равновесие как правило сдвинуто влево:

N₂ + O₂ 2NO (3700^оС);

N₂ + 3H₂ 2NH₃ (400-550^оС)

Реакция получения аммиака имеет большое практическое значение, т.к. аммиак является важным сырьем для химической промышленности. Его синтез идет при давлении 300-500 атм (для смещения равновесия вправо), температуре 400-550^оС, в присутствии железо-никелевого катализатора. В лабораторных условиях аммиак можно получить из хлорида аммония:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ ­ + NaCl + H₂O

Аммиак – ядовитый газ с резким запахом. При -38^оС сжижается. Жидкий аммиак – полярный растворитель, имеющий ряд необычных свойств.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: при 20^оС в 1 литре воды можно растворить до 800 литров NH₃, а при 0^оС – около 1200 литров. Молекулы аммиака и воды образуют довольно прочные водородные связи, часть из них соединяются в малоустойчивый гидрат NH₃×H₂O, который в водном растворе диссоциирует как слабое основание (NH₄OH):

NH₃ + H₂O NH₃×H₂O {NH₄OH} NH₄ ⁺ + OH^-

NH₄⁺ – ион аммония. Все соли аммония прекрасно растворимы в воде.

Для аммиака характерны реакции присоединения, окислительно-восстановительные и замещения.

а) Реакции присоединения:

NH₃ + HCl = NH₄Cl;

4NH₃ + CuSO₄ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

б) Окислительно-восстановительные реакции:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

2NH₃ + 2KMnO₄ = 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 2H₂O

в) Реакции замещения:

2NH₃ + 2Na = 2NH₂Na + H₂ ­

NH₃ + 2Na = NHNa₂ + H₂ ­

2NH₃ + 6Na = 2NNa₃ + 3H₂ ­

3. Наиболее практически важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N₂H₄),образующийся при взаимодействии аммиака с перхлоратом натрия:

2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + H₂O

Как видно из уравнения, под действием окислителя каждая молекула аммиака теряет один атом водорода, а оставшиеся радикалы -NH₂ соединяются друг с другом. Следовательно, структурная формула гидразина будет: H₂N-NH₂. Это бесцветная жидкость, дымящая на воздухе и смешивающаяся с водой в любых соотношениях. Пары гидразина сгорают на воздухе фиолетовым пламенем:

N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O + 273 кдж/моль

На этой реакции основано использование гидразина в качестве ракетного топлива.

4. С кислородом азот образует пять оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I) (закись азота, «веселящий газ») может быть получен разложением нитрата аммония по уравнению:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

При 168^оС NH₄NO₃ плавится, при 190^оС начинает разлагаться, выше 300^оС распад может протекать с взрывом. N₂O – несолеобразующий оксид, бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, довольно хорошо растворим в воде. При нагревании может проявлять окислительные свойства, не ядовит, наркотик.

NO – оксид азота (II) получается в природе при грозовых разрядах. В лабораторных условиях можно получить действием на медь разбавленной азотной кислотой:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO ­ + 4H₂O

NO – несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, малорастворимый в воде. Ядовит. Легко окисляется на воздухе до NO₂. Проявляет восстановительные и окислительные свойства, восстановительная функция выражена сильнее.

N₂O₃ – оксид азота (III) получается в виде синей жидкости в ходе обратимой реакции между NO и NO₂, при t = -20^оС - -30^оС:

NO + NO₂ N₂O₃

При комнатной температуре неустойчив, разлагается на NO и NO₂. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту HNO₂. Как азотистая кислота, так и ее соли неустойчивы и уже на воздухе окисляются до нитратов. Соли и кислота обладают окислительно-восстановительными свойствами:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ +5NaNO₃ + 3H₂O

2KJ + 2KNO₂ + 2H₂SO₄ = J₂ + 2NO + 2K₂SO₄ + 2H₂O.

Соли азотистой кислоты используются в производстве взрывчатки, красок, в пищевой промышленности (KNO₂ – для сохранения цвета мясных продуктов).

NO₂ – оксид азота (IV) очень ядовитый газ бурого цвета, склонен образовывать димеры состава N₂O₄. Сильный окислитель. В лабораторных условиях можно получить действием на медь концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO_{3 (конц)} = 2NO₂ ­ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

N₂O₅ – оксид азота (V) получается при обезвоживании азотной кислоты оксидом фосфора (V):

2HNO₃ + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

N₂O₅ - твердое белое вещество, при ударе взрывается. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту.

В промышленности азотную кислоту получают в три этапа:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O;

2NO + O₂ = 2NO₂;

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Азотная кислота и ее соли – сильные окислители.

HNO₃ в отличии от других кислот никогда не взаимодействует с металлами с выделением молекулярного водорода H₂. В зависимости от концентрации кислоты и активности металла продуктами восстановления азотной кислоты могут быть NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₃(NH₄NO₃). Чем менее активен металл и чем большую концентрацию имеет HNO₃, тем более вероятно образование NO₂ (или NO):

Cu + 4HNO_{3 (конц)} = 2NO₂ ­ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_{3 (разб)} = 2NO ­ + 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O

Чем более активен металл и чем меньшую концентрацию имеет HNO₃, тем более вероятно образование N₂O, N₂, NH₃ (NH₄NO₃):

4Mg + 10HNO_{3(очень разб)} = NH₄NO₃ + 4Mg (NO₃)₂ + 3H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует и с неметаллами. При этом образуются оксиды NO₂ и NO (так как неметаллы – слабые восстановители), а сами неметаллы как правило окисляются до высших кислот или высших оксидов:

C + 4HNO₃ = 4NO₂ ­ + CO₂ ­ + 2H₂O

S + 6HNO₃ = 6NO₂ ­ + H₂SO₄ + 2H₂O

Смесь концентрированных HNO₃ и HCl называется “царская водка”. Царская водка обладает значительно более сильными окислительными свойствами, чем азотная кислота любых концентраций за счет наличия в ней хлористого нитрозила (NOCl) и атомарного хлора:

HNO₃ + 3HCl NOCl + 2Cl + 2H₂O

Все соли азотной кислоты растворимы в воде, при нагревании разлагаются по следующим схемам в зависимости от положения металла в ряду активности:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂ ­ (от Li до Mg)

2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂ ­ + O₂ ­ (от Mg до Cu)

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ ­ + O₂ ­ (после Cu)

Соли азотной кислоты являются важным сырьем в химической промышлен­ности. Используются для производства удобрений, красителей, нитролаков, взрывчатых веществ, чистых металлов, лекарств, пластмасс, а также широко применяются в пищевой промышленности.

Дата добавления: 2014-12-16