Получение азотной кислоты

Получение азота

1. В лаборатории

Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления при нагревании смеси растворов нитрита натрия и хлорида аммония при 80 °С:

NaNO₂ + NH₄Cl = N₂ + 2H₂O + NaCl.

Твердый нитрит аммония разлагается с взрывом:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O.

Реакции окисления аммиака:

2NH₃ + 3CuO = N₂ + 3Cu + 3H₂O; 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O.

Реакции взаимодействия металлов с азотной кислотой:

12HNO₃ (разб.) + 5Mg = N₂ + 5Mg(NO₃)₂ + 6H₂O.

Термическое разложение азида лития:

2LiN₃ = 3N₂ + 2Li.

 

Аммиак

Аммиак – бесцветный газ, с резким удушливым запахом, почти в два раза легче воздуха, при охлаждении до -33 °С переходит в бесцветную жидкость, при -78 °С замерзает, очень хорошо растворим в воде, в 1 объеме воды при 20 °С растворяется 700 объемов аммиака, раствор аммиака в воде массовой долей NH₃ 25 % называется нашатырным спиртом.

Аммиак легко сжижается при охлаждении и повышении давления. Жидкий аммиак обладает свойствами, похожими на свойства воды. Молекулы аммиака связаны между собой водородными связями, поэтому температура кипения выше ожидаемой.

Натрий, калий, барий и кальций растворяются в аммиаке, образуя растворы голубого цвета, их можно извлечь из раствора, испарив аммиак. При длительном хранении образуются амиды металлов MNH₂.

1. Донорные свойства

Наличие свободной электронной пары обуславливает донорные свойства:

NH₃ + HCl = NH₄Cl.

2. Окислительные свойства

За счет ионов водорода аммиак может быть окислителем и вступать в реакции с сильными восстановителями, например, при взаимодействии с натрием образуется амид натрия:

2NH₃ + 2Na = 2NH₂Na + H₂;

другие металлы при взаимодействии с аммиаком образуют нитриды:

2NH₃ + 3Mg = Mg₃N₂ + 3H₂.

3. Восстановительные свойства

Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида:

2NH₃ + 3F₂ = 2NF₃ + 3H₂;

хлор реагирует по разному в зависимости от кислотности среды:

!

при рН=3: 2NH₃ + 3Cl₂ = 2NCl₃ + 3H₂ (трихлорид азота),

бром окисляет аммиак до свободного азота:

8NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6NH₄Br.

В смеси с кислородом горит зеленовато-желтым пламенем:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O;

в присутствии катализатора (платины), при высокой температуре:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O.

Энергично восстанавливает некоторые металлы их и оксидов:

2NH₃ + 3CuO = N₂ + 3Cu + 3H₂O.

4. Основные свойства

Добавление аммиачного раствора к растворам солей металлов приводит к осаждению нерастворимых гидроксидов металлов:

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl.

Гидроксиды некоторых металлов (Сu, Ag) растворяются в избытке аммиака и образуют комплексные соединения:

CuCl₂ + 2NH₃·H₂O = Cu(OH)₂ + 2NH₄Cl;

Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O.

Получение аммиака

В лаборатории

При нагревании соли аммония со щелочами:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O.

Гидролиз нитридов металлов:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 2NH₃ + 3Mg(OH)₂.

В промышленности

Прямым синтезом из водорода и азота:

3H₂ + N₂ = 2NH₃,

катализатор – губчатое железо, с добавками Al₂O₃, K₂O, CaO, MgO, SiO₂ и др.; температура – 450–500 °С; давление – от 10 до 300 атм.

Соли аммония

Продукты взаимодействия аммиака с кислотами – соли аммония (NH₄)_nAc – по многим свойствам похожи на соли щелочных металлов, особенно соли калия. Известны практически для всех кислот. Все они хорошо растворимы в воде, при этом гидролизуются по катиону:

Термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:

соли кислот-неокислителей при нагревании распадаются на аммиак и воду, или, если кислота неустойчива, на ее ангидрид, аммиак и воду:

(NH₄)₂CO₃ = CO₂ + H₂O + 2NH_3;

!

соли кислот-окислителей претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление, например:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O при 240 °С,

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O при 70 °С,

(NH₄)₂SO₄ = NH₄HSO₄ + NH₃ при 235 °С,

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O при 170 °С,

2NH₄ClO₃ = N₂ + Cl₂ + O₂ + 4H₂O при 102 °С.

Качественной реакцией на ион аммония является взаимодействие солей с растворами щелочей при нагревании. При этом появляется запах аммиака и синее окрашивание влажной красной лакмусовой бумажки:

NH₄⁺ + OH^- = NH₃↑ + H₂O.

Оксид азота (I) N₂O

Физические свойства При комнатной температуре оксид азота (I) N₂O – бесцветный газ, без запаха, сладковатый на вкус, растворим в воде, при 0 °С 1 объем газа растворяется в 1 объеме воды. Температура плавления -91 °С, температура кипения -89 °С. При вдыхании вызывает судорожный смех, поэтому имеет название «веселящий газ».

Химические свойства

Оксид азота (I) не взаимодействует с водой. Несолеобразующий оксид. Проявляет окислительные свойства, в нем, как и в кислороде, вспыхивает тлеющая лучина и ярко горит сера.

При нагревании выше 600 °С разлагается со взрывом:

2N₂O = 2N₂ + O₂.

Взаимодействует с водородом:

N₂O + H₂ = N₂ + H₂O.

При поджигании смеси оксида азота (I) и аммиака происходит взрыв:

3N₂O + 2NH₃ = 4N₂ + 3H₂O.

При взаимодействии с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства:

5N₂O + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Получение

Оксид азота (I) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре около 200 °С:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O,

Оксид азота (II) NO

Физические свойства

При комнатной температуре оксид азота (II) NO – бесцветный газ, без вкуса и запаха. Растворим в воде, при 0 °С 5 мл газа растворяется в 100 мл воды. Температура плавления -164,4 °С, температура кипения -152,2 °С.

Химические свойства

Оксид азота (II) не взаимодействует с водой. Несолеобразующий оксид. Проявляет восстановительные свойства.

Он легко окисляется кислородом:

2NO + O₂ = 2NO₂.

Взаимодействует с перманганатом калия в кислой среде:

5NO + 3KMnO₄ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 3KNO₃ + Mn(NO₃)₂ + 2H₂O.

С хорошими восстановителями проявляет окислительные свойства, и восстанавливается до азота:

Реагирует с сернистым газом:

2NO + 2SO₂ = 2SO₃ + N₂.

При использовании родиевого катализатора окисляет угарный газ в углекислый:

2NO + 2CO = 2CO₂ + N₂,

такие катализаторы устанавливаются в выхлопных трубах автомобилей.

Не реагирует с кислотами, при взаимодействии с расплавленной щелочью диспропорционирует:

6NO + 4KOH = N₂ + 4KNO₂ + 2H₂O.

Получение

В лаборатории получают действием на медь разбавленной азотной кислоты:

3Cu + 8HNO₃ = 2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O.

В промышленности получают каталитическим окислением аммиака на платино-родиевом катализаторе при 700 °С:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O.

В атмосфере образуется из простых веществ в грозовых разрядах:

N₂ + O₂ = 2NO.

Оксид азота (III) N₂O₃

Физические свойства

Оксид азота (III) N₂O₃ – крайне неустойчивое соединение и существует только при низких температурах, выше 0 °С оно разлагается. Температура плавления -100 °С, температура кипения -40 °С. В твердом и жидком состоянии окрашен в синий цвет.

Химические свойства

Оксид азота (III) – типичный кислотный оксид, взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂.

При взаимодействии со щелочами образуются соли азотной кислоты – нитриты:

N₂O₃ + 2NaOH = 2NaNO₂ + H₂O.

Получение

Образуется при охлаждении до -36 °С смеси оксидов азота (II) и (IV):

NO + NO₂ = N₂O₃.

При взаимодействии 50 %-ной азотной кислоты с оксидом мышьяка (III) при низкой температуре:

2HNO₃ + As₂O₃ + 2H₂O = 2H₂AsO₄ + N₂O₃.

При обезвоживании азотистой кислоты:

NaNO₂ + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HNO₂;

2HNO₂ = N₂O₃ + H₂O.

Оксид азота (IV) NO₂ и N₂O₄

Оксид азота (IV) в широком интервале температур существует в виде равновесной смеси мономера NO₂ и димера N₂O₄.

Физические свойства

Оксид азота (IV) NO₂ – бурый газ, с резким удушливым запахом, ядовит, Химические свойства

Оксид азота, и мономер, и димер, хорошо растворим в воде, и взаимодействует с ней:

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂,

При температуре выше 0 °С реакция протекает по другому:

3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO.

Если через воду пропускать смесь оксида азота (IV) и воздуха, то образуется только азотная кислота:

4NO₂ + 2H₂O + О₂ = 4HNO₃.

Диоксид азота – сильный окислитель, в его атмосфере горят углерод и сера: С + 2NO₂ = CO₂ + 2NO;

S + 2NO₂ = SO₂ + 2NO.

Получение

В лаборатории образуется при взаимодействии меди с горячей концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O;

при термическом разложении высушенных нитратов тяжелых металлов:

2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂.

В промышленности окисление оксида азота (II) кислородом:

2NO + O₂ = 2NO₂, реакция является обратимой.

Оксид азота (V) N₂O₅

Азотный ангидрид – бесцветные гигроскопичные кристаллы, температура сублимации 32,3 °С. Неустойчив и в течение нескольких часов распадается, при нагревании – со взрывом.

Химические свойства

Разложение: 2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂.

При растворении в воде образует азотную кислоту:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Является сильным окислителем: N₂O₅ + I₂ = I₂O₅ + N₂.

Получение

Образуется при пропускании азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора (V): 2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃,

реакция протекает при -10 °С.

Получается при окислении оксида азота (IV) озоном:

2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂.

Азотистая кислота Является слабой кислотой.

Химические свойства

Разложение при нагревании 3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O.

Окислительные свойства

Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями):

2НNO₂ + 2KI + H₂SO₄ = K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O.

Восстановительные свойства

Сильный восстановитель:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O = HNO₃ + 2HCl.

Получение Получается на холоде из растворов солей:

AgNO₂ + HCl = AgCl + HNO₂.

Азотная кислота

Азотная кислота – летучая, бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде, имеет резкий запах, Т _пл = -41 °C; Т _кип = 82,6 °С, ρ = 1,52 г/см³. При её переливании образуется туман, состоящий из мельчайших частичек азотной кислоты, поэтому чистую азотную кислоту называют дымящей.

Химические свойства

На свету разлагается

Дымящая или концентрированная азотная кислота при хранении на свету приобретает бурую окраску за счет растворения оксида азота (IV):

4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂.

 

Взаимодействие с металлами.

При взаимодействии азотной кислоты с металлами обычно не выделяется водород. В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода.

Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты, положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов, степени его измельченности, температуры, то есть от большого количества внешних воздействий, поэтому очень часто образуется не один продукт восстановления, а их смесь.

Проявляет окислительные свойства при взаимодействии сН еме

S + 4HNO₃(конц) = SO₂ + 4NO₂ + 2H₂O;

B + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3NO₂;

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 5NO + 3H₃PO₄.

и сложными веществами

6HI + 2HNO₃ = 3I₂ + 2NO + 4H₂O;

FeS + 12HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + 9NO₂ + 5H₂O.

Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – "ксантопротеиновая реакция")

 

Получение азотной кислоты

В лаборатории получают действием на твердый нитрат калия концентрированной серной кислоты:

KNO₃ + H₂SO₄(конц) = KHSO₄ + HNO₃,

В промышленности получают каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха на платиновом катализаторе.

Процесс осуществляется в три этапа:

Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO при 500 °С:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O.

Окисление кислородом воздуха NO до NO₂:

2NO + O₂ = 2NO₂.

Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода:

4NO₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNO₃.

 

Соли азотной кислоты нитраты..

Нитраты щелочных и щелочно-земельных металлов плавятся без разложения, при более высокой температуре разлагаются.

1. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂.

2. Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO₃)₂ = 2MgO + 4NO₂ + O₂;

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂.

3. Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO₃)₂ = Hg + 2NO₂ + O₂;

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂.

4. Нитрат аммония разлагаются до N₂O:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O.

 

В твердом виде все нитраты – сильные окислители, входящие в состав многих пиротехнических смесей, самая известная из них – черный порох:

2KNO₃ + 3C + S = N₂ + 3CO₂ + K₂S.