Получение оксидов и кислот

При нагревании аммиак горит в кислороде (зеленым пламенем) с образованием N₂ и воды. По этой реакции при формировании земной атмосферы весь NH₃, который был когда-то ее основным компонентом, окислился до азота (кислородом, выделявшимся из раскаленных недр Земли).

Однако если процесс проводить в присутствии катализатора (Pt), то окисление аммиака идет до NO. Это используется в производстве азотной кислоты. Образующийся оксид NO (бесцветный газ) затем легко (при об.у.) окисляется кислородом воздуха до NO₂ (бурый газ). А диоксид азота реагирует с водой, насыщенной кислородом под давлением 5 МПа, давая 65%-ый раствор HNO₃. (Примерно 1/3 промышленного аммиака идет на производство азотной кислоты, ее солей и др.)

Отметим, что прямое окисление N₂ кислородом до NO требует или сильного нагрева или применения электрической дуги, что тоже очень дорого. В атмосфере данная реакция осуществляется под действием разрядов (их на Земле ежесекундно происходит около 100). Эти разряды наряду с азобактериями обеспечивают круговорот N в природе (рисунок 5).

Рис. 5. Круговорот азота в природе

Подчеркнем, что диоксид азота, реагируя с водой без кислорода, дисмутирует с образованием смеси азотной и азотистой кислот.

Чистую азотистую кислоту получают гидратацией N₂O₃, который соответствует этой кислоте по ст.ок. N. Данный оксид образуется охлаждением равномолярной смеси NO и NO₂. (Но уже при об.у. N₂O₃ распадается на исходные оксиды.)

Чистую азотную кислоту можно синтезировать гидратацией N₂O₅ (твердого вещества), поскольку в нем ст.ок. N та же, что и в азотной кислоте. Но это дорогой способ, т.к. сам оксид азота (V) получают, действуя на NO₂ очень сильным, а значит, недешевым окислителем (например, озоном). К тому же, N₂O₅ легко при об.у. отщепляет кислород, переходя снова в устойчивый диоксид.

Характеристики 3-х наиболее стабильных оксидов азота даны в таблице 4.

Характеристики наиболее устойчивых оксидов азота Таблица 4

Оксид	Графическая формула	Характеристика оксида
как окислителя	как восстановителя
N2O[4]		сильный (до N2)	очень слабый (до NO)
NO		слабый (до N2)	средний (до NOCl)
NO2		средний (до N2)	слабый (до NO2F)

Раньше HNO₃ получали в промышленности, действуя концентрированной серной кислотой на природную селитру (воздушно-сухую):

.

Однако синтез азотной кислоты из аммиака настолько ее удешевил, что, напротив, стали применять HNO₃ в производстве ее солей.

В лаборатории используют готовую (товарную) азотную кислоту или получают реакцией серной кислоты с нитратом бария.

Свойства и применение

Азотная кислота по сравнению с азотистой, во-первых, сильнее, а во-вторых, более устойчива – даже выделена в свободном состоянии (это бесцветная жидкость с т. кип. 86°С). Однако она (и в виде водного раствора) разлагается при об.у. (хотя и медленно) на NO₂, О₂ и H₂O.

Продукты взаимодействия HNO₃ с металлами зависят как от концентрации кислоты, так и от активности М. Например, цинк восстанавливает разбавленную азотную кислоту до ионов аммония, концентрированную – до оксида азота (I), в то время как медь – лишь до оксида азота (II) и оксида азота (IV) соответственно.

Концентрированная азотная кислота, благодаря образованию при ее разложении атомарного кислорода, растворяет даже серебро (но не Au, Pt и т.п.), хотя пассивирует железо, алюминий и хром.

Кроме того, конц. HNO₃ легко окисляет простые вещества многих неметаллов: графит до , фосфор до , серу до , иод до и др., восстанавливаясь при этом, как правило, до оксида азота (II). Реагирует она и с органическими веществами – основные продукты их полного окисления: СО₂ и Н₂О.

Очень концентрированная азотная кислота легко воспламеняет опилки и другие горючие материалы, поэтому используется как окислитель ракетного топлива.

Кроме того, азотная кислота применяется для приготовления лекарств, пластмасс, красителей, искусственных волокон и т.п., а также взрывчатых веществ (например, нитроглицерина, который является основой динамита).

Нитраты и нитриты

Соли азотной и азотистой кислот стабильнее самих кислот, но при достаточном нагревании тоже разлагаются. В частности, нитраты ЩМ отщепляют атомарный кислород, переходя в достаточно устойчивые нитриты. А нитриты металлов от Mn до Cu (в ряду напряжений) термически не стабильны, поэтому N-содержащие соли этих М разлагаются с образованием их оксидов:

,

.

Нитраты благородных М (тем более, их нитриты) дают при нагревании металл вместо оксида:

,

.

Термодинамически наименее устойчив из N-содержащих солей – нитрит аммония:

.

Нестабилен и его нитрат, причем в зависимости от Т получаются разные продукты:

,

,

.

Последняя реакция идет со взрывом. В ней (как промежуточный продукт) образуется атомарный кислород, поэтому NH₄NO₃ используют как составляющее аммонала (бездымного пороха) вместе с порошками угля и алюминия.

Качественная реакция на нитрат-ионы – появление бурого газа при действии на анализируемое вещество концентрированной серной кислотой в присутствии меди. (При этом вначале получается диоксид серы, который восстанавливает до NO₂.)

Качественной реакцией на нитрит-ионы является обесцвечивание малинового раствора перманганата калия в сернокислой среде. (Основные продукты взаимодействия: нитрат-анионы и катионы марганца (II).)

Поиск по сайту: