Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанры:
Химия
,сообщить о нарушении
Текущая страница: 6 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]
Диоксид серыSO 2.Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O) 2] (sр 2-гибридизация), содержит σ,π-связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н 2O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO 3 -и SO 3 2-. Ион HSO 3 -имеет две таутомерные формы – симметричную(некислотную) со строением тетраэдра [S(H)(O) 3] (sр 3-гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную(кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O) 2(OH)] (sр 3-гибридизация). Ион SO 3 2-также тетраэдрический [: S(O) 3].
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.
Качественная реакция– обесцвечивание желто-коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.
Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.
Соединение состава H 2SO 3(сернистая кислота) не известно (не существует).
Уравнения важнейших реакций:
Растворение в воде и кислотные свойства:
Получение: в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO 2– попутный газ при обжиге пирита):
S + O 2= SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2+ 11O 2= 2Fe 2O 3+ 8 SO 2 (800 °C, обжиг)
в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:
BaSO 3(т)+ H 2SO 4(конц.) = BaSO 4↓ + SO 2↑ + Н 2O
Сульфит натрияNa 2SO 3.Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.
Качественная реакцияна ион SO 3 2-– образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO 3).
Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Na 2CO 3(конц.) + SO 2= Na 2SO 3+ CO 2↑
7.3.4. Серная кислота. СульфатыСерная кислота H 2SO 4.Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно-тетраэдрическое строение [S(O) 2(OH) 2] (sр 3-гибридизация), содержит ковалентные σ-связи S – ОН и σπ-связи S=O. Ион SO 4 2-имеет правильно-тетраэдрическое строение [S(O) 4]. Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо-эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S VI). Хорошо растворяет SO 3и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум,содержит H 2S 2O 7).
Качественная реакцияна ион SO 4 2-– осаждение белого сульфата бария BaSO 4(осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO 3).
Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:
Получениев промышленности:
а) синтез SO 2из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:
S + O 2(воздух) = SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2+ 11O 2(воздух) = 8 SO 2+ 2Fe 2O 3 (800 °C, обжиг)
2H 2S + 3O 2(изб.) = 2 SO 2+ 2Н 2O (250–300 °C)
CaSO 4+ С (кокс) = СаО + SO 2+ СО (1300–1500 °C)
б) конверсия SO 2в SO 3в контактном аппарате:
в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:
Н 2O (разб. H 2SO 4) + SO 3= H 2SO 4(конц., безводн.)
(поглощение SO 3чистой водой с получением H 2SO 4не проводится из-за сильного разогревания смеси и обратного разложения H 2SO 4, см. выше);
г) синтез олеума– смеси безводной H 2SO 4, дисерной кислоты H 2S 2O 7и избыточного SO 3. Растворенный SO 3гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H 2SO 4), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.
Сульфат натрияNa 2SO 4.Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит),легко теряющий воду; техническое название глауберова соль.Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H 2SO 4(конц.), SO 3. Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.
Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря.
Уравнения важнейших реакций:
Гидросульфат калияKHSO 4.Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.
Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.
Уравнения важнейших реакций:
2KHSO 4= K 2SO 4+ H 2SO 4 (до 240 °C)
2KHSO 4= K 2S 2O 7+ Н 2O (320–340 °C)
KHSO 4(разб.) + КОН (конц.) = K 2SO 4+ Н 2O KHSO 4+ КCl = K 2SO 4+ НCl (450–700 °C)
6KHSO 4+ М 2O 3= 2KM(SO 4) 2+ 2K 2SO 4+ 3H 2O (350–500 °C, M = Al, Cr)
Получение: обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%-ной) серной кислотой на холоду:
K 2SO 4+ H 2SO 4(конц.) = 2 KHSO 4
Сульфат кальцияCaSO 4.Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO 4встречается в виде очень распространенного минерала гипсCaSO 42Н 2O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс2CaSO 4 • Н 2O (техническое название алебастр).Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидритCaSO 4. Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н 2O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H 2SO 4(конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).
Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C
Применяется как сырье в производстве SO 2, H 2SO 4и (NH 4) 2SO 4, как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН) 2. Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно-декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.
Сульфат алюминия-калияKAl(SO 4) 2.Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы.Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.
Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.
Уравнения важнейших реакций:
Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO 4) 2.Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно-фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы).При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо-синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу [Cr(Н 2O) 6] 3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакциина ион Cr 3+– восстановление до Cr 2+или окисление до желтого CrO 4 2-.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:
Сульфат марганца (II)MnSO 4.Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 45Н 2O – красно-розовый, техническое название марганцевый купорос.Хорошо растворим в воде, светло-розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу [Mn(Н 2O) 6] 2+; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.
Качественные реакциина ион Mn 2+– конмутация с ионом MnO 4и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn 2+до MnO 4и появление фиолетовой окраски.
Применяется для получения Mn, MnO 2и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
2MnO 2+ 2H 2SO 4(конц.) = 2 MnSO 4+ O 2↑ + 2H 2O (100 °C)
Сульфат железа (II)FeSO 4.Оксосоль. Белый (гидрат светло-зеленый, техническое название железный купорос),гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.
Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2(SO 4) 26Н 2O ( соль Мора),более устойчивой к действию воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + H 2SO 4(разб.) = FeSO 4+ H 2↑
FeCO 3+ H 2SO 4(разб.) = FeSO 4+ CO 2↑ + H 2O
7.4. Неметаллы VA-группы
7.4.1. Азот. АммиакАзот– элемент 2-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2He]2s 22p 3, характерные степени окисления 0, -III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N vсчитается относительно устойчивым.
Шкала степеней окисления азота:
Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 +и его соли.
В природе – семнадцатыйпо химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
АзотN 2.Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ-связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).
Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.
При комнатной температуре N 2реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:
N 2+ 3Mg = Mg 3N 2(800 °C)
В электрическом разряде N 2реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:
Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2O 3/FeO, в лаборатории Pt):
В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %-ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2и Н 2возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.
Получениев промышленности– фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2= 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).
В лабораториинебольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:
N -IIIH 4N IIIO 2(т)= N 2 0+ 2H 2O (60–70 °C)
NH 4Cl (p)+ KNO 2(p)= N 2 0↑ + KCl + 2H 2O (100 °C)
Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.
АммиакNH 3.Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3донорной пары электронов на sр 3-гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммонияNH 4 +. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.
Качественные реакции– образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2(NO 3) 2.
Промежуточный продукт при синтезе HNO 3и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: в лаборатории– вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):
или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленностиаммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.
Гидрат аммиакаNH 3Н 2O.Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3и Н 2O, связанные слабой водородной связью H 3N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 -и анион ОН -). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Качественная реакция– образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.
Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3Н 2O и лишь 0,4 % ионов NH 4 +и ОН -(за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:
NH 3Н 2O (конц.) = NH 3↑ + Н 2O (кипячение с NaOH)
NH 3Н 2O + НCl (разб.) = NH 4Cl + Н 2O
3(NH 3Н 2O) (конц.) + CrCl 3= Cr(OH) 3↓ + 3NH 4Cl
8(NH 3Н 2O) (конц.) + ЗBr 2(р)= N 2↑ + 6NH 4Br + 8Н 2O (40–50 °C)
2(NH 3Н 2O) (конц.) + 2КMnO 4= N 2↑ + 2MnO 2↓ + 4Н 2O + 2КОН
4(NH 3Н 2O) (конц.) + Ag 2O =2[Ag(NH 3) 2]OH + 3H 2O
4(NH 3Н 2O) (конц.) + Cu(OH) 2+ [Cu(NH 3) 4](OH) 2+ 4Н 2O
6(NH 3Н 2O) (конц.) + NiCl 2= [Ni(NH 3) 6]Cl 2+ 6Н 2O
Разбавленный раствор аммиака (3—10 %-ный) часто называют нашатырным спиртом(название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5—25 %-ный) – аммиачной водой(выпускается промышленностью).
7.4.2. Оксиды азота. Азотная кислотаМонооксид азотаNO.Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь ( N=O), в твердом состоянии димер N 2O 2со связью N – N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Мало растворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO 2(«нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O 2(изб.) = 2NO 2(20 °C)
2NO + С (графит) = N 2+ СO 2(400–500 °C)
lONO + 4Р (красн.) = 5N 2+ 2Р 2O 5(150–200 °C)
2NO + 4Cu = N 2+ 2Cu 2O (500–600 °C)
Реакции смеси NO и NO 2:
NO + NO 2+ Н 2O = 2HNO 2(p)
NO + NO 2+ 2KOH (разб.) = 2KNO 2+ H 2O
NO + NO 2+ Na 2CO 3= 2NaNO 2+ CO 2(450–500 °C)
Получение: в промышленности– окисление аммиака (см.) кислородом на катализаторе, в лаборатории– взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO 3(хол.) + 6Hg = 3Hg 2(NO 3) 2+ 2 NO↑ + 4Н 2O
или восстановление нитритов:
2NaNO 2+ 2H 2SO 4(разб.) + 2NaI = 2 NO↑ + I 2↓ + 2H 2O + 2Na 2SO 4
Диоксид азотаNO 2.Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам – HNO 2и HNO 3(кислота для N IVне существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO 2, на холоду жидкий бесцветный димер N 2O 4(тетраоксид диазота). Молекула NO 2– радикал со строением незавершенного треугольника [-N(O) 2] (sр 2-гибридизация) с ковалентными σ, π-связями N=O. Молекула N 2O 4содержит очень длинную связь N – N (175 пм), которая легко разрывается при температуре выше комнатной (в интервале 20,7—135,0 °C). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Усиливает химическую активность NO (см.). Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит. Уравнения важнейших реакций:
Получение: в промышленности– окисление NO (см.) кислородом воздуха, в лаборатории– взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO 3(конц., гор.) + S = H 2SO 4+ 6NO 2↑ + 2Н 2O
5HNO 3(конц., гор.) + Р (красн.) = Н 3РO 4+ 5NO 2↑ + Н 2O
2HNO 3(конц., гор.) + SO 2= H 2SO 4+ 2NO 2↑
Оксид диазотаN 2O.Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N=N=O, формальная степень окисления азота +I, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:
2N 2O + С = СO 2+ 2N 2 (450 °C)
N 2O + Mg = N 2+ MgO (500 °C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH 4NO 3= N 2O + 2Н 2O (195–245 °C)
Применяется в медицине как анестезирующее средство.
Триоксид диазотаN 2O 3.При низких температурах – синяя жидкость, ON=NO 2, формальная степень окисления азота +III. При 20 °C на 90 % разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO 2(«нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N 2O 3– кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO 2, при нагревании реагирует иначе:
3N 2O 3+ Н 2O = 2HNO 3+ 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO 2, например NaNO 2.
Получают взаимодействием NO с O 2(4NO + 3O 2= 2N 2O 3) или с NO 2(NO + NO 2= N 2O 3) при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» ядовиты и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.
Пентаоксид диазотаN 2O 5.Бесцветное твердое вещество, O 2N – О—NO 2, степень окисления азота +V. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO 2и O 2. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N 2O 5+ Н 2O = 2HNO 3
N 2O 5+ 2NaOH = 2NaNO 3+ H 2O
Получают дегидратацией дымящей азотной кислоты:
2HNO 3+ Р 2O 5= N 2O 5+ 2НРO 3
или окислением NO 2озоном при -78 °C:
2NO 2+ O 3= N 2O 5+ O 2
Азотная кислотаHNO 3.Оксокислота. Бесцветная жидкость. Молекула имеет искаженно-треугольное строение [N(O) 2(OH)] (sp 2– гибридизация), содержит ковалентные σπ-связи N=O и о-связь N – ОН. Разлагается при стоянии на свету (желтеет). Хорошо растворяет оксиды азота (красно-бурая «дымящая» кислота, плотность 1,56 г/мл). Неограниченно смешивается с водой, перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля кислоты 68,4 %, плотность 1,41 г/мл, температура кипения 120,7 °C), образует гидрат HNO 3Н 2O (точнее, H 3NO 4– ортоазотная кислота).
Сильная кислота в растворе, ион NO 3 -имеет строение правильного треугольника (sр 2-гибридизация). Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, вытесняет слабые кислоты из их солей. Сильный окислитель в концентрированном растворе (за счет N v). Образует смесь продуктов восстановления азота – от N IVO 2до N -IIIН 4 +, в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя в этой смеси преобладают разные продукты (условно для концентрированной кислоты указывают NO 2, для разбавленной – NO, для очень разбавленной – NH 4 +).
Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Ni и Pb, не реагирует с Au и Pt. Смесь HNO 3(конц.) и НCl (конц.) – « царская водка» – обладает еще более сильным окислительным действием: переводит в раствор золото и платину. Нитрующим началом HNO 3в ее реакциях с органическими веществами является ион NO 2 +( нитроил).
В отличие от самой кислоты HNO 3ее соли – нитратыпроявляют сильные окислительные свойства только при сплавлении за счет выделяющегося кислорода. При нагревании нитраты разлагаются по-разному, в зависимости от положения металла в ряду напряжений:
Применяется азотная кислота для производства минеральных удобрений, взрывчатых веществ, нитратов металлов, органических нитропроизводных, искусственных волокон и пластмасс, красителей, лекарственных препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: промышленныйсинтез состоит из следующих этапов:
N 2+ Н 2→ NH 3→ NO → NO 2→ HNO 3→ HNO 3,
а именно: производство аммиака (см.), каталитическое окисление аммиака (см.) до NO, перевод NO (см.) в NO 2, поглощение смеси NO 2и O 2водой (см.).
