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
- 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+ + 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 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
2HNO3(конц.) + H2S → S + 2NO2 + 2H2O
8HNО3(разб.) + 3H2S = 3H2SO4 + 8NO + 4Н2О
При нагревании:
8HNO3(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.
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.


