Соединения азота

Аммиак (NH₃)

Способы получения аммиака

Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.

В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550^оС):

N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃+ Q

Лабораторный способ

• В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ = 2NH₃↑ + CaCl₂ + 2Н₂О

• При гидролизе нитридов:

Ca₃N₂ + 6H₂O → ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

Физические свойства аммиака

При обычной температуре NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза.

Очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH₃ — хороший полярный растворитель.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н₂О растворяется ~ 700 л NH₃).

25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.

Химические свойства аммиака

NH₃ — очень химически активен. NH₃ как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.

Газообразный аммиак вступает в реакции с:

• кислородом (без катализатора):

4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6Н₂О

 (в присутствии катализаторов Pt):

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

• галогенами:

8NH₃ + 3Cl₂ =N₂ + 6NH₄Cl

• оксидами малоактивных металлов

2NH₃ + ЗСuО = N₂ + ЗСu + ЗН₂О

• Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:

10NH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5N₂↑ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 24Н₂О

2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + Н₂О

Водный раствор NH₃ – слабое основание

• При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:

NH₃ + Н₂О → NH₃ · НОН → NH₄⁺ + ОН^—

Комплексный катион NH₄⁺ — является продуктом присоединения ионов Н⁺ к молекуле NH₃ по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН^— раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

• Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄

• Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:

FeSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O → Fe(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄

• Молекулы NH₃ способны образовывать донорно — акцепторные связи с катионами многих переходных металлов (Аg⁺, Сu²⁺, Сr³⁺, Со²⁺ и др.). При этом образуются комплексные ионы такие как [Аg(NH₃)₂], [Cu(NH₃)₄], [Cr(NH₃)₆], входящие в состав комплексных соединений — аммиакатов.

Образуемые аммиакаты растворимы воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.

Так, в аммиаке легко растворяются Аg₂О, Cu₂O, Cu(OH)₂, AgCl:

Аg₂О + 4NH₃ + Н₂О = 2 [Аg(NH₃)₂]OH гидроксид диамминсеребра (I)

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ гидроксид тетраамминмеди (II)

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl хлорид диамминсеребра (I)

NH₃ выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)

Аммиачные растворы Ag₂O, Cu₂O, Си(ОН)₂ применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.

• В реакциях с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:

2NH₃ + 2Na → 2NaNH₂ + H₂

Кроме NaNH₂ возможно образование Na₂NH, Na₃N.

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

• NH₃ является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:

2NH₃ + С₂Н₅Вr → С₂Н₅NH₂ + NH₄Br этиламин

2NH₃ + CH₂ClCOOH → H₂N-CH₂-COOH + NH₄Cl глицин

Соли аммония

Способы получения солей аммония

• Пропускание аммиака через растворы кислот:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

• Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами:

  NH₃(г.) + НВr(г.) = NH₄Br (тв.)

• Взаимодействие аммиака с хлором (качественная реакция на хлор):

8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂

Физические свойства солей аммония

Все соли аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Большинство из них бесцветны, но некоторые окрашены за счет анионов, например:

(NH₄)₂Cr₂O₇ – оранжево-красный,

(NH₄)₂CrO₄ – желтый,

NH₄Cl и NH₄NO₃ – белые,

NH₄MnO₄ – черный.

Химические свойства солей аммония

В солях аммония катионом является NH₄⁺, анионом – кислотный остаток.

• В водных растворах полностью диссоциируют:

NH₄NO₃ → NH₄⁺ + NO₃^—

(NH₄)₂Cr₂O₇ → 2NH₄⁺ + Сr₂O₇^2-

Общие с другими солями свойства

• Для солей аммония характерны свойства обычных растворимых солей. Они реагируют с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода):

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂↑

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NH₄Cl

• Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:

NH₄⁺ + H₂O = NH₃·H₂O + H⁺

Специфические свойства

• Сильные основания вытесняют NH₃ из солей аммония:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + Н₂О

(NH₄)₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2NH₃↑ + 2Н₂О

Реакция с щелочами используется для обнаружения ионов аммония (качественная реакция). Выделяется газ — аммиак с характерным резким запахом нашатыря. Лакмусовая бумажка приобретает синий цвет.

• При нагревании соли аммония разлагаются:

a) Если соли аммония содержат неокисляющий анион, то при их разложении выделяется NH₃:

NH₄Cl → NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂SO₄ → NH₃↑ + NH₄HSO₄

(NH₄)₃PO₄ → 3NH₃↑ + H₃PO₄

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃↑ + CO₂ + Н₂О

NH₄HCO₃ → NH₃↑ + CO₂ + Н₂О;

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

NH₄NO₃ = N₂O↑ + 2Н₂О (Т=190 – 245°C)

NH₄NO₂ = N₂↑ + 2Н₂О

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂↑ + Cr₂O₃ + 4Н₂О

Разложение бихромата аммония – бурная реакция, известная под названием «вулкан». Оранжевая соль дихромата аммония при поджигании превращается в зеленый оксид хрома. При этом также выделяется газ — азот.

Видео Опыт «Вулкан»

Оксид азота (I), закись азота, веселящий газ (N₂O)

Способы получения оксида азота (I)

• Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

NH₄NO₃ = N₂O↑ + 2Н₂О

• Действие HNO₃ на активные металлы:

10HNO₃(конц.) + 4Са = N₂O↑ + 4Ca(NO₃)₂ + 5Н₂О

Физические свойства оксида азота (I)

При обычной температуре N₂O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и сладковатый вкус;

Обладает наркотическим действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость. Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю сознания.

Химические свойства оксида азота (I)

N₂O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N₂O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

• При нагревании выше 500ºС разлагается на газообразные азот и кислород:

2N₂O → 2N₂ + O₂

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

N₂O + H₂SO_{4 (конц)} → NO↑ + SO₂↑ + H₂O

• диоксидом серы:

N₂O + SO₂ + Н₂О = N₂↑ + H₂SO₄

• водородом:

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

• Металлами:

N₂O + Mg → N₂ + MgO

N₂O + 2Cu → N₂ + Cu₂O

• Аммиаком:

3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O

• Углеродом:

 N₂O + C → N₂ + CO

• Фосфором:

5N₂O + 2Р → 5N₂ + Р₂O₅

• сильными окислителями:

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

Оксид азота (II), монооксид азота (NO)

Способы получения монооксида азота

• В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO₃ путем каталитического окисления NH₃:

4NH₃ + 5O₂ = 4NО + 6Н₂О

• В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO₃ на малоактивные металлы:

8HNO_3(разб.)  + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 4Н₂О

• окислением хлорида железа (II) или йодоводорода азотной кислотой:

FeCl₂ + NaNO₃ + 2HCl → FeCl₃ + NaCl + NO + H₂O

 2HNO₃ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

• В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

N₂ + O₂ = 2NО — Q

Физические свойства монооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойства монооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

• водород при 200ºС

2NO + 2H₂ = N₂↑ + 2Н₂О (со взрывом)

• углерод (графит) при 400-500ºС

2NO + С = N₂↑ + СО₂

• сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

2NO + SO₂ + Н₂О = N₂O↑ + H₂SO₄

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

2NO + O₂ = 2NO₂

10NO + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 10HNO₃ + 3K₂SO₄ + 6MnSO₄ + 4Н₂О

2NO + Cl₂ → 2NOCl

NO + O₃ → NO₂ + O₂

Оксид азота (III), азотистый ангидрид, триоксид диазота (N₂O₃)

Способы получения азотистого ангидрида

• N₂O₃ можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:

NO₂ + NO ↔ N₂O₃

• Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:

3O₂ + 2N₂ = 2N₂O₃↓

Физические свойства азотистого ангидрида

N₂O₃ – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO₂ и NO, окрашиваясь в бурый цвет.

В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.

Химические свойства азотистого ангидрида

Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

• Вступает в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:

N₂O₃ + H₂O ↔ 2HNO₂

• Взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

N₂O₃ + Na₂O → 2КNO₂

Оксид азота (IV), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (NO₂)

Способы получения диоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

2NO + O₂ = 2NO₂

Лабораторные способы:

• действие концентрированной HNO₃ на неактивные металлы:

4HNO₃ + Сu = 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2Н₂О

• разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

2Pb(NO₃)₂ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2РbО

2AgNO₃ → 2NO₂↑ + O₂ + 2Ag

Физические свойства диоксида азота

При комнатной температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO₂ и N₂O₄ (1:4) с резким запахом.

Хорошо растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает коррозию металлов.

! NO₂ — ядовитый газ.

Химические свойства диоксида азота

NO₂ – кислотный оксид.  Смешанный ангидрид 2х кислот

Для него характерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

• Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂ ⇄ N₂O₄

• NO₂ взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота +4 не существует и NO₂ при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

2NO₂ + Н₂О = HNO₃ + HNO₂

в присутствии O₂ растворение NO₂ приводит к образованию только азотной кислоты:

4NO₂ + 2Н₂О + O₂ = 4HNO₃

• Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

А при нагревании выделяется кислород:

4NO₂ + 2H₂O → 4HNO₃ + O₂

• Взаимодействие NO₂ со щелочами:

в отсутствие O₂:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + Н₂О

в присутствии O₂:

4NO₂ + 4NaOH + O₂ = 4NaNO₃ + 2Н₂О

NO₂ – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO₂ даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

10NO₂ + 8P = 5N₂ + 4P₂O₅

2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂

2NO₂ + 2C → N₂ + 2CO₂

NO₂ + SO₂ → SO₃ + NO

2NO₂ + 4Cu → N₂ + CuO

2NO₂ + 8HI = N₂ + 4I₂ + 4Н₂О

• Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

2NO₂ + 7Н₂ = 2NH₃ + 4Н₂О

• NO₂ используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO₂ + 2N₂H₄ = 3N₂ + 4Н₂О + Q

Оксид азота (V), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (N₂O₅)

Способы получения азотного ангидрида

N₂O₅ можно получить:

• при окислении диоксида азота:

2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂

• при действии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P₂O₅):

2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

Физические свойства азотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N₂O₅ – кислотный оксид.

• При растворении его в воде образуется азотная кислота:

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

• Вступает в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

N₂O₅ – сильный окислитель

• Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO₂:

2N₂O₅ + S → SO₂ + 4NO₂

• N₂O₅ энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

2N₂O₅  → 4NO₂ + O₂

Азотистая кислота (HNO₂)

Способы получения азотистой кислоты

• Растворение азотистого ангидрида N₂О₃ в воде:

N₂О₃ + Н₂O = 2HNО₂

• Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

2NaNО₂ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNО₂

Физические свойства и строение азотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойства азотистой кислоты

HNО₂ слабая кислота и существует лишь в разбавленных растворах;

• Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

2HNО₂ = NO + NО₂ + Н₂O

Кислотные свойства у HNО₂ выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

• Взаимодействует с сильными основаниями:

HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O

• Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО₂ проявляет окислительно-восстановительную активность.
• Окислительные свойства HNO₂ проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

2НNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

2HNO₂ + 3H₂SO₄ + 6FeSO₄ → 3Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 4H₂O

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl

2HNO₂ + O₂ → 2HNO₃

HNO₂ + H₂O₂ → HNO₃ + H₂O:

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O

5HNО₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNО₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3Н₂O

Использование HNО₂ в органическом синтезе

• В реакциях HNО₂ с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):

• Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C₆H₅-N=N-C₆H₅):

• В реакциях HNО₂ с алифатическими первичными аминами также образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

R-NH₂ + HO-NO → R-OH + N₂↑ + Н₂O

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

• Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО₂ с раствором щелочи:

NO + NО₂ + 2NaOH = 2NaNО₂ + Н₂O

• Реакции обмена NaNО₂ и солей металлов:

NaNО₂ + AgNО₃ = AgNО₂↓ + NaNО₃

• Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

2KNО₃= 2KNО₂ + О₂↑

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение получили нитриты щелочных металлов — NaNО₂ и KNО₂.

!Нитриты ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна +3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО₂ обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

• При взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

KNО₂ + Н₂О₂ = KNО₃ + Н₂O

2KNO₂ + O₂ → 2KNO₃

KNO₂ + H₂O + Br₂ → KNO₃ + 2HBr

3KNО₂ + 2КМпO₄ + Н₂O = 3KNО₃ + 2MnО₂↓ + 2КОН

5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

3KNO₂ + 4H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ → 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

• В реакциях с восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

2KNО₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2Н₂O

2KNO₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

• При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

• Смесь солей азотной и азотистой кислот (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

3KNO₂ + Cr₂O₃ + KNO₃ → 2K₂CrO₄ + 4NO

• Нитрит аммония при нагревании разлагается:

NH₄NО₂ = N₂↑ + 2Н₂O

Азотная кислота (HNO₃)

Способы получения азотной кислоты:

• Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:

NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

2 стадия. Окисление NO до NO₂ кислородом воздуха:

2NO + O₂ → 2NO₂

3 стадия. Поглощение NO₂ водой в избытке кислорода:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

• Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с концентрированной H₂SO₄:

2NaNO₃(тв.) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + Na₂SO₄

Ba(NO₃)₂(тв) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + BaSO₄

Физические свойства и строение азотной кислоты

Молекулярная формула: HNO₃, B(N) = IV, С.О. (N) = +5 Структурная формула:

Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии

При комнатной температуре безводная HNO₃ — бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).

Концентрированная («дымящая») HNO₃ имеет красноватый или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO₂, придающим окраску кислоте.

С водой смешивается неограниченно.

Химические свойства азотной кислоты

HNO₃ — Сильная кислота

• Молекулы HNO₃ разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ NO₂ усиливает окислительные свойства HNO₃

• HNO₃ — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^—

Общие свойства кислот

HNO₃ взаимодействует:

• с оксидами металлов:

2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + H₂O

• с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HNO₃ + Cu(OH)₂ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

• с солями слабых кислот:

2HNO₃ + СaСO₃ = Ca(NO₃)₂ + СO₂↑ + H₂O

• с аммиаком:

HNO₃ + NH₃ = NH₄NO₃

Отличительные свойства азотной кислоты

• Окисление металлов

При взаимодействии HNO₃ с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO₃^—, а не ионы H⁺, поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н₂.

HNO₃ растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.

Смесь 1 части HNO₃ и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

• Пассивация металлов. При обычной температуре сильноконцентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr

• Окисление неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO₃ разбавленная) или до NO₂ (если HNO₃ концентрированная).

6HNO₃ + S → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

4HNO₃ + C → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

10HNO₃ + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

• Окисление сложных веществ

Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как  сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.

При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например:

2HNO₃ + SO₂ → H₂SO₄ + 2NO₂

6HNO₃ + HI → HIO₃ + 6NO₂ + 3H₂O

8HNO₃ + CuS → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

4HNO₃ + FeS → Fe(NO₃)₃ + NO + S + 2H₂O

8HNO₃ + PbS = 8NO₂↑ + PbSO₄ + 4H₂O

22HNO₃ + ЗСu₂S = 10NO↑ + 6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8H₂O

2HNO_3(конц.) + H₂S → S + 2NO₂ + 2H₂O

8HNО_3(разб.) + 3H₂S = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

При нагревании:

8HNO_3(конц.) + H₂S → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.

Видео Обнаружение белков с помощью азотной кислоты

• HNO₃ – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.

• Реакции нитрования:

R-Н + НО-NO₂ → R-NO₂ + H₂O

С₂Н₆ + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O нитроэтан

С₆Н₅СН₃ + 3HNO₃ → С₆Н₂(NO₂)₃СН₃ + ЗH₂O тринитротолуол

С₆Н₅ОН + 3HNO₃ → С₆Н₅(NO₂)₃OH + ЗH₂O тринитрофенол

• Реакции этерификации спиртов:

R-ОН + НO-NO₂ → R-O-NO₂ + H₂O

С₃Н₅(ОН)₃ + 3HNO₃ → С₃Н₅(ONO₂)₃ + ЗH₂O тринитроглицерин

Соли азотной кислоты (нитраты)

Физические свойства нитратов

Нитраты металлов представляют собой твердые кристаллические вещества без цвета.

Большинство из них хорошо растворимы в воде.

Химические свойства нитратов

Имеют химические свойства, общие с типичными солями.

Отличительные особенности:

• окислительно-восстановительное разложение при нагревании:

• Водные растворы нитратов не обладают окислительно-восстановительными свойствами, однако сильная окислительная способность присуще расплавленным нитратам щелочных металлов и аммония:

2KNO₃ + 3C + S → N₂ + 3CO₂ + K₂S

смесь KNO₃ (75%), C (15%) и S (10%) называется «черным порохом»

Азотные удобрения

Соединения азота широко используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве.

Азотные удобрения способствуют росту урожая и улучшению качество растений, например, в зерновых культурах увеличивается содержание белка и клейковины.

В таблице ниже представлены основные виды азотных удобрений.