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 (500-550оС):

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

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 образованиеNa2NH, 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+ + Сr2O72-

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 + H2SO4 (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:

8HNO3(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 — 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.

Химические свойства NO

NOокислитель

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

NOвосстановитель

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.

! NO2ядовитый газ.

Химические свойства диоксида азота

NO2 – кислотный оксид.  Смешанный ангидрид 2х кислот

Для негохарактерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

  • Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO2 ⇄ N2O4

  • NO2взаимодействует 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 NO2со 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

N2O5кислотный 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

N2O5сильный 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):

Строение азотистой кислоты

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

HNО2слабая 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):
реакция диазотирования
  • Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C6H5-N=N-C6H5):
реакция азосочетания
  • 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:

NH42 = 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

производство азотной кислоты_схема
  • 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.

реакция HNO3 с металлами

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

2HNO3 + H2S → S + 2NO2 + 2H2O

При нагревании:

2HNO3 + H2S → H2SO4 + 2NO2 + 2H2O

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

Видео Обнаружение белков с помощью азотной кислоты

  • HNO3 – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.

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:
разложение нитратов
  • 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»