Азотная кислота — одна из самых сильных кислот, похожа на прозрачную жидкость, со слегка желтоватым оттенком, токсическое вещество. При взаимодействии паров кислоты с атмосферой, азотная кислота немного «дымит», преобразившись на небольшие туманные капли. Кроме всего прочего кислота чудесный окислитель, обширно применяется в разных сферах промышленности. Азотную кислоту применяют для производства селитры, минеральных удобрений и так далее. Даже в проявлении фотографии, ее добавляют для подкисления, в металлургической отрасли – для растворения металлов, а в полиграфии, нужна кислота для травления печати. Однако для человеческого организма, она представляет явный вред, и работая с ней, обязательно необходимы средства индивидуальной защиты.
Сущность азотной кислоты в народном хозяйстве просто неоспорима, трудно представить, наверное, себе аграрную фирму, которая, занимаясь, выращивание культур, не применяла бы данный тип кислот. Азотная кислота также свободно применяется в военной промышленности, окисляет топливо для ракет, разбавляет различные вещества. При изготовлении лекарств и красителей также не обойтись без азотной кислоты, а в ювелирном деле, ей просто нет равных, в плане определения части золота в общем золотом сплаве.
Общая доля потребности аграрных предприятий в азотной кислоте оценивается порядка 80 %, от общего уровня потребностей народного хозяйства, а вот на военную промышленность припадает всего 10%. Несмотря на взаимозаменяемость кислот при производстве, а также степени морального износа оборудований для ее производства, потребность с каждым годом растет. Большим преимуществом данного типа кислоты является способность смешиваться с водой в любых концентрациях, диссоциируя таким образом на ионы. Показатели промышленного роста и потребностей из года в год растут в геометрической прогрессии.
Сфера использования азотной кислоты весьма широка. Изготавливается такое вещество на специализированных химических заводах.
Производство очень обширное и сегодня можно купить такой раствор в очень больших количествах. Продается азотная кислота оптом только сертифицированными производителями.
Азотная кислота представляет собой жидкость, которая имеет специфический едкий запах. Плотность ее составляет 1,52 г/см3, а температура кипения равна 84 градусам. Процесс кристаллизации вещества происходит при -41 градусе Цельсия, которое затем превращается в вещество белого цвета.
Азотная кислота прекрасно растворяется в воде, и на практике можно получить раствор любой концентрации. Самым распространенным является 70-ти % соотношение вещества. Такая концентрация самая распространенная и применяется повсеместно.
Сильно насыщенная кислота способна выделять воздух токсичные соединения (оксиды азота). Они очень вредные и при обращении с ней следует соблюдать все меры предосторожности.
Концентрированный раствор данного вещества является сильным окислителем и может вступать в реакции со многими органическими соединениями. Так, при длительном воздействии на кожу она вызывает ожоги, которые образуются при разрушении белковых тканей.
Азотная кислота легко распадается при воздействии на нее тепла и света на оксид азота, воду и кислород. Как уже упоминалось, продукты такого распада очень токсичны.
Она очень агрессивна и вступает в химические реакции с большинством металлов, за исключением золота, платины и других подобных веществ. Данная особенность используется, чтобы разделять золото от других материалов, например серебра.
При воздействии с металлами она образует:
Азотная кислота — это очень сильный окислитель и поэтому данное свойство используют в промышленных процессах. В большинстве случаев она применяется как водный раствор различной концентрации.
Азотная кислота играет важную роль при получении азотных удобрений, а также используется, чтобы растворять различные руды и концентраты. Также входит в процесс получения серной кислоты.
Она является важным компонентом «царской водки», вещества, которое способное растворять золото.
Синтез азотной кислоты смотрим в видео:
Азотная кислота
HNO 3
Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV.
Физические свойства
Азотная кислота HNO 3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см 3 . В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.
N 2 + O 2 грозовые эл.разряды→ 2NO 2NO + O 2 → 2NO 2
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО 2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:
4НNО 3 свет→ 4NО 2 (бурый газ) + 2Н 2 О + О 2
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.
Получение
1. Лабораторный способ KNO 3 + H 2 SO 4 (конц) → KHSO 4 + HNO 3 (при нагревании) 2. Промышленный способ Осуществляется в три этапа: a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С) б) Окисление кислородом воздуха NO до NO 2 2NO + O 2 → 2NO 2 в) Поглощение NO 2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO 2 + О 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3
Химические свойства
1. Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
HNO
3
= H+ + NO
3
-
Реагирует:
2. с основными оксидами
CuO + 2HNO
3
= Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
CuO + 2H
+
+ 2NO
3
-
= Cu
2+
+ 2NO
3
-
+ H
2
O
или CuO + 2H
+
= Cu
2+
+ H
2
O
3. с основаниями
HNO
3
+ NaOH = NaNO
3
+ H
2
O
H
+
+ NO
3
-
+ Na
+
+ OH
-
= Na
+
+ NO
3
-
+ H
2
O
или H
+
+ OH
-
= H
2
O
4. вытесняет слабые кислоты из их солей
2HNO
3
+ Na
2
CO
3
= 2NaNO
3
+ H
2
O + CO
2
2H
+
+ 2NO
3
-
+ 2Na
+
+ СO
3
2-
= 2Na
+
+ 2NO
3
-
+ H
2
O + CO
2
2H
+
+ СO
3
2-
= H
2
O + CO
2
Специфические свойства азотной кислоты
Сильный окислитель
1. Разлагается на свету и при нагревании
t°
4HNO
3
= 2H
2
O + 4NO
2
+ O
2
Азотная кислота , HNO 3 , одноосновная сильная кислота, при обычных условиях бесцветная жидкость; один из наиболее важных продуктов химической промышленности.
Структурная формула:
Физические и химические свойства.
Плотность безводной азотной кислоты 1522 кг/м 3 , t пл - 41,15°С, t кип 84° С. С водой смешивается во всех отношениях, причём образует азеотропную смесь, содержащую 69,2% азотная кислота с t кип 121,8°C.
Известны кристаллогидраты HNO 3 ?H 2 O с t пл -37,85° С и HNO 3 ?3H 2 O c t пл -18,5°С. В отсутствии воды азотная кислота неустойчива, разлагается на свету с выделением кислорода уже при обычных температурах (4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2), причём выделяющейся двуокисью азота окрашивается в жёлтый, а при высоких концентрациях NO 2 - в красный цвет.
Азотная кислота - сильный окислитель, окисляет серу до серной кислоты, фосфор - до фосфорной кислоты. Только золото, тантал и некоторые платиновые металлы не реагируют с азотной кислотой . С большинством металлов азотная кислота взаимодействует преимущественно с выделением окислов азота: ЗСu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O. Некоторые металлы, например железо, хром, алюминий, легко растворяющиеся в разбавленной азотной кислоте , устойчивы к воздействию концентрированной азотной кислоты, что объясняется образованием на поверхности металла защитного слоя окисла. Такая особенность позволяет хранить и перевозить концентрированную азотную кислоту в стальных ёмкостях. Смесь концентрированной азотной кислоты и соляной кислоты (1:3), называется царской водкой, растворяет даже золото и платину. Органические соединения под действием азотной кислоты окисляются или нитруются, причём в последнем случае остаток азотная кислота - нитрогруппа - NO 2 + замещает в органических соединениях водород. Соли азотной кислоты называютя нитратами, а соли с Na,K, Са, NO 4 + также селитрами.
Получение и применение.
В 13 в. было описано получение азотной кислоты нагреванием калиевой селитры с квасцами, железным купоросом и глиной. В середине 17 в. И. Р. Глаубер предложил получать азотную кислоту при умеренном (до 150°C) нагревании калиевой селитры с концентрированной серной кислотой: KNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + KHSO 4 До начала 20 в. этот способ применяли в промышленности, заменяя калиевую селитру более дешёвой природной чилийской селитрой NaNO 3 .
Современный способ производства азотной кислоты основан на каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха.
Основные стадии процесса:
Контактное окисление аммиака до окиси азота: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O;
окисление окиси азота до двуокиси и поглощение смеси так называемых "нитрозных газов" водой: 2NO + O 2 = 2NO 2 ; 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 +NO.
Смесь аммиака (10 - 12%) с воздухом пропускают через нагретую до 750 - 900° С сетку катализатора, которым служат сплавы платины - тройной (93% Pt, 3% Rh, 4% Pd) или двойной (90 - 95% Pt, 10 - 5% Rh).
Используют также двухступенчатый катализатор (1-я ступень - платиноидная сетка, 2-я - неплатиновый катализатор), что позволяет на 25 - 30% сократить расход платины. Время контакта воздушно-аммиачной смеси с катализатором не должно превышать 1 мсек, иначе образовавшаяся окись азота разлагается.
Вторая стадия процесса - окисление NO до N0 2 и растворение NO 2 в воде - может быть проведена при атмосферном давлении, под давлением до 1 Мн/м 2 (10 кгс/см 2) или комбинированным способом, при котором под давлением происходит только поглощение нитрозных газов водой.
Получают азотную кислоту с концентрациями 45 - 49% или (при использовании давления) 55 - 58% . Дистилляцией таких растворов может быть получена азотная кислота азеотропного состава.
Более концентрированную кислоту (до 100%) получают перегонкой растворов А.к. с концентрированной H 2 SO 4 или прямым синтезом - взаимодействием N 2 O 4 с водой (или разбавленной азотная кислота) и кислородом: 2N 2 O 4 + 2H 2 O + O 2 = =4HNO 3 . В СССР производят 97 - 98%-ную азотная кислота
Важнейшие области применения азотной кислоты - производство азотных и комбинированных удобрений, взрывчатых веществ (тринитротолуола и др.), органических красителей. В органическом синтезе широко применяют смесь концентрированной азотной кислоты и серной кислоты - "нитрующую смесь".
Азотная кислота используют в камерном способе производства серной кислоты, для получения фосфорной кислоты из фосфора, как окислитель ракетного топлива. В металлургии азотную кислоту применяют для травления и растворения металлов, а также для разделения золота и серебра.
Вдыхание паров азотной кислоты приводит к отравлению, попадание азотной кислоты (особенно концентрированной) на кожу вызывает ожоги. Предельно допустимое содержание азотной кислоты в воздухе промышленных помещений равно 50 мг/м 3 в пересчёте на N 2 O 5 . Концентрированная азотная кислота при соприкосновении с органическими веществами вызывает пожары и взрывы.
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.
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.
mstone.ru - Творчество, стихи, подготовка к школе