Нітратна кислота — Вікіпедія

Нітратна кислота
Структурна формула азотної кислоти
Резонансна структурна формула
Резонансна структурна формула	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

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 %.

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 киснб. 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.

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.

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.

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).

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

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.

• Нітрати
• Царська вода
• Меланж
• Ксантопротеїнова реакція

• Українська радянська енциклопедія : у 12 т. / гол. ред. М. П. Бажан ; редкол.: О. К. Антонов та ін. — 2-ге вид. — К. : Головна редакція УРЕ, 1974–1985.
• Деркач Ф. А. Хімія. Л., 1968.
• Глінка М. Л. Загальна хімія : підручник. — 2-ге вид., перероб. і доп. — Київ : Вища школа, 1982. — 608 с.
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ. М.: «Химия», 2000, с. 480. (рос.)
• Азотная кислота // Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энцикл., 1988. — Т. 1 : Абляционные материалы — Дарзана реакция. — Стб. 98. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-008-8.(рос.)
• Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0

• Азотна кислота // Велика українська енциклопедія : у 30 т. / проф. А. М. Киридон (відп. ред.) та ін. — 2016. — Т. 1 : А — Акц. — 592 с. — ISBN 978-617-7238-39-2.
• КИСЛОТА НІТРАТНА //Фармацевтична енциклопедія