Нітратна кислота

Азотна кислота, нітратна кислота (HNO₃; заст. укр. сирва́сер^[3][4]) — сильна одноосновна кислота. Висококорозійна кислота, реагує з більшістю металів, сильний окисник. Має тенденцію набувати жовтого відтінку через накопичення оксидів азоту, при довгому зберіганні. Зазвичай азотна кислота має концентрацію 68 %, оскільки саме таким є склад її азеотропної суміші з водою (t^о
_кип = 120,7 °C). Якщо ж концентрація перевищує 86 %, то вона називається димною кислотою. В залежності від кольору «диму» концентрована кислота поділяється на білу та червону в концентрації, більшій за 95 %.

Нітратна кислота
Структурна формула азотної кислоти
Резонансна структурна формула
Резонансна структурна формула Резонансна структурна формула	Тривимірна модель молекули Тривимірна модель молекули
Систематична назва	Нітратна кислота
Інші назви	Азотна кислота (На фотографії зображено концентровану азотну кислоту з розчиненим в ній NO2, що утворюється при контакті з відновниками у повітрі. Чиста азотна кислота — безбарвна.)
Ідентифікатори
Номер CAS	7697-37-2
Номер EINECS	231-714-2
DrugBank	DB15995
KEGG	D02313
Назва MeSH	D01.029.260.550 і D01.625.525
ChEBI	48107
RTECS	QU5775000
SMILES	[N+](=O)(O)[O-][1]
InChI	InChI=1S/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)
Номер Бельштейна	3587310
Номер Гмеліна	1576
Властивості
Молекулярна формула	HNO3
Молярна маса	63,012 г/моль
Густина	1,513 г/см³
Тпл	-41,59 °C
Ткип	82,6 °C
Кислотність (pKa)	-1,64 [2]
Небезпеки
Індекс ЄС	007-004-00-1
Класифікація ЄС	C O T
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Історія

Р. Дж. Глаубер отримав в середині 17-го сторіччя чисту нітратну кислоту перегонкою селітри з сірчаною кислотою, зараз цей процес застосовується при лабораторному отриманні кислоти. Якісний склад кислоти вперше визначив А. Лавуазьє в 18 сторіччі, який знайшов, що речовина має у своєму складі азот та кисень. Кількісний склад був визначений Генрі Кавендішем.

Промислове виробництво почалося лише на початку 19 століття, коли сірчана кислота та нітрат натрію стали доступними в великих кількостях. Сучасний спосіб добування кислоти, каталітичне окиснення аміаку на платині, було відкрито Ч. Ф. Кульманом (1838). До винаходу синтетичного аміаку, названого на честь його першовідкривачів «Аміак Габер і Бош», такий спосіб отримання залишався дуже дорогим у порівнянні з добуванням із натрієвої селітри. На початку 20-го століття Вільгельм Оствальд започаткував виробництво азотної кислоти з аміаку у промислових масштабах. Дешевий спосіб окиснення аміаку в даний час замінив всі інші промислові способи добування нітратної кислоти.

Промислове виробництво

Азотну кислоту отримують шляхом реакції діоксиду азоту (NO₂) з водою. ${\displaystyle {\ce {3NO_2 + H_2O -> 2HNO_3 + NO}}}$ Як правило, монооксид азоту, який утворюється в результаті реакції, знову окиснюється киснем повітря та може бути використаний для отримання додаткового діоксиду азоту. Майже чиста азотна кислота може бути отримана шляхом реакції сірчаної кислоти з натрієвою селітрою. ${\displaystyle {\ce {2NaNO_3 + H_2SO_4 -> 2 HNO_3 + Na_2_SO_4}}}$ Промислова нітратна кислота містить як правило 52−68 % азотної кислоти. У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] при 700−900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту): ${\displaystyle {\ce {4NH_3 + 5O_2 -> 4NO + 6H_2O}}}$ Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту: ${\displaystyle {\ce {2NO + O_2 -> 2NO_2}}}$ Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот: ${\displaystyle {\ce {N_2O_4 + H_2O -> HNO_3 + HNO_2}}}$ Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду: ${\displaystyle {\ce {2HNO_2 -> NO + NO_2 + H_2O}}}$ Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

Фізичні властивості

Нітратна кислота є безбарвною димучою рідиною з їдким запахом, легко розкладається, забарвлюючись у жовтий колір. Густина 1,53 г/см³. Кипить при 86 °С, замерзає при -41°С. На повітрі HNO₃ «димить» внаслідок притягання її парами вологого повітря і утворення дрібненьких крапельок туману.

Нітратна кислота нестійка і вже під впливом сонячного світла поступово розкладається: ${\displaystyle {\ce {4HNO_3 -> 4NO_2 + O_2 + 2H_2O}}}$ При нагріванні розкладання її значно прискорюється. Утворюваний діоксид азоту розчиняється в HNO₃ і надає їй жовтуватого кольору. У водних розчинах нітратна кислота значно стійкіша. З водою HNO₃ змішується в будь-яких співвідношеннях.

Нітратна кислота належить до сильних кислот, у водних розчинах вона практично повністю дисоціює: ${\displaystyle {\ce {HNO_3 <-> H^+ + NO_3^-}}}$ У продаж нітратна кислота звичайно поступає у вигляді 68%-ного розчину з густиною 1,4 г/см³.

Хімічні властивості

Нітратна кислота — дуже сильний окисник. В концентрованому вигляді окиснює сірку (до H₂SO₄), фосфор (до H₃PO₄), руйнує органічні речовини. Глибина відновлення HNO₃ залежить від її концентрації і активності відновника. Концентрована HNO₃ відновлюється до NO₂, а розведена — зазвичай до NO. Нітратна кислота взаємодіє майже з усіма металами, за винятком золота, платини і деяких інших, утворюючи солі — нітрати. Так, при дії концентрованої нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, діоксид азоту і вода:

${\displaystyle {\ce {Cu + 4HNO_3 -> Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O}}}$

При дії ж розведеної нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, монооксид азоту (а не діоксид, як при дії концентрованої HNO₃) і вода:

${\displaystyle {\ce {3Cu + 8HNO_3 -> 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O}}}$

Дуже активна щодо олова. Здатна взаємодіяти з ним в розбавленому стані і навіть охолодженою. Продукти цієї реакції нітрат амонію, нітрат олова та вода: ${\displaystyle {\ce {4Sn + 10HNO_3 -> 4Sn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O}}}$

При взаємодії нітратної кислоти з металами водень не виділяється, як, наприклад, при взаємодії з металами хлоридної і розведеної сульфатної кислот. Водень не виділяється з HNO₃ навіть активними металами. Так, при дії розведеної HNO₃ на магній вона відновлюється до геміоксиду азоту:

${\displaystyle {\ce {4Mg + 10HNO_3 -> 4Mg(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O}}}$

При взаємодії нітратної кислоти з іще активнішими металами вона може відновлюватися навіть до аміаку, з утворенням нітрату амонію.

Розбавлена нітратна кислота легко реагує з алюмінієм і залізом, а концентрована без нагрівання з ними не реагує (пасивує їх). Це пояснюється тим, що під дією концентрованої HNO₃ на поверхні цих металів утворюється міцний, нерозчинний в HNO₃ шар оксиду, який ізолює метал від кислоти і тим запобігає його руйнуванню. Завдяки цьому концентровану нітратну кислоту можна зберігати і транспортувати в алюмінієвій і залізній тарі. Нітратна кислота реагує з їдкими лугами з утворенням відповідних нітратів:

${\displaystyle {\ce {HNO_3 + NaOH -> NaNO_3 + H_2O}}}$

${\displaystyle {\ce {HNO_3 + KOH -> KNO_3 + H_2O}}}$

Завдяки цьому можна отримати в чистому вигляді деякі селітри.

Нітратна кислота також легко окиснює не тільки метали, а й неметали. Наприклад, вона легко при нагріванні окиснює сірку і фосфор до сульфатної і фосфатної кислот:

${\displaystyle {\ce {S + 2HNO_3 ->[{t}] H_2SO_4 + 2NO}}}$

${\displaystyle {\ce {3P + 5HNO_3 + 2H_2O ->[{t}] 3H_3PO_4 + 5NO}}}$

Деякі речовини можуть запалюватись нітратною кислотою і горіти в ній. Так, коли шматочок розжареного вугілля вкинути в концентровану HNO₃, він буде горіти у ній яскравим полум'ям, а скипидар спалахує при дотику з нею. Тому концентрована кислота в пожежному відношенні дуже небезпечна.

Азотна кислота, часто в суміші з сульфатною, взаємодіє з багатьма органічними сполуками, утворюючи нітросполуки (реакція нітрування).

Одержання

У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем повітря (метод І. І. Андрєєва) при 700−900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):

• 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:

• 2NO + O₂ = 2NO₂ (⇄ N₂O₄)

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:

• N₂O₄ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:

• 2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією нітратів з концентрованою сульфатною кислотою при легкому нагріванні, наприклад:

• NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃↑ +NaHSO₄

Застосування

Нітратна кислота є одним з найважливіших продуктів хімічної промисловості. Вона виробляється у дуже великих кількостях, використовується для виробництва азотних добрив, у кольоровій металургії для розділення металів, а також хімічній промисловості для виробництва пластмас, вибухових речовин, целулоїду і фотокіноплівки, штучного волокна, органічних барвників, лікувальних речовин тощо.

Див. також

• Нітрати
• Царська вода
• Меланж
• Ксантопротеїнова реакція