Как получить из оксида азота 4 азотную кислоту?

12 ответов на вопрос “Как получить из оксида азота 4 азотную кислоту?”

Cordardin 28-10-2019 Ответить

Кислотный оксид, ему соответствуют азотная и азотистая кислоты. NO2 отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:
2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;
10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:
SO2 + NO2 > SO3 + NO^.
При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):
2NO2 + H2O – HNO3 + HNO2.
Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:
3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.
Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):
4NO2 + 2H2O + O2 – 4HNO3.
При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:
2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.
Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов:
Zn + 2N2O4 > Zn(NO3)2 + 2NO
Получение Оксида азота(II)
Оксид азота (II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200–1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:
N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж
и тотчас же реагирует с кислородом:
2NO + O2 > 2NO2.
При понижении температуры оксид азота(II) разлагается на азот и кислород, но если температура падает резко, то не успевший разложиться оксид существует достаточно долго: при низкой температуре скорость распада невелика. Такое резкое охлаждение называется «закалкой» и используется при одном из способов получения азотной кислоты.
В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO3 с некоторыми металлами, например, с медью:
3Cu + 8HNO3 (30 %) > 3Cu(NO3)2 + 2NO^ + 4H2O.
Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:
FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;
2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.
Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.
ДРАКОН 28-10-2019 Ответить

1.
Оксид азота (IV)
характеризуется свойствами:
а) все ответы верны
б) ядовит
в) реагирует с водой
г) тяжелее воздуха
2.
При
растворении оксида азота (IV) в горячей
воде в отсутствие избытка кислорода образуется:
а) нет верного ответа
б) азотистая кислота
в) оксид азота (II)
г) оксид азота (I)
3.
Металл не
образуется при термическом разложении:
а) Fe(NO3)3
б) AgNO3
в) все ответы
верны
г) Hg(NO3)2
4.
Преимущественно оксид азота (IV) получается при взаимодействии:
а) кислорода и оксида азота (II)
б) серебра с разбавленной азотной
кислотой
в) все ответы верны
г) азота с кислородом
5.
Охарактеризуйте азотную кислоту:
а) все ответы верны
б) термически устойчив
в) нелетучая
г) сильный окислитель в
концентрированных растворах
6.
Какой оксид азота реагирует с медью, если в
результате получено 2,24 л N2 (н.у.)
и 32 г CuO:
а) NO
б) N2O
в) NO2
г) N2O5
7.
Реагируя с какими веществами азотная кислота
проявляет общие свойства кислот:
а) медью
б) оксидом кальция
в) все ответы верны
г) серой
8.
В каком азотном удобрении массовая доля азота
равна 35 %:
а) мочевина
б) аммиачная селитра
в) калийная селитра
г) натриевая селитра
9.
Азотную кислоту можно очистить от примесей серной
с помощью:
а) хлорида калия
б) хлорида бария
в) аммиака
г) поташа
10.
Массовые
доли азота и кислорода в оксиде азота соответственно равны (%) 30,43 и 69,57.
Укажите простейшую формулу оксида:
а) NO
б) N2O
в) NO2
г) N2O5
Yoshicage 28-10-2019 Ответить

На поверхности платиновых катализаторов протекает следующая реакция:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O + Q (**)
Протекание первых трех реакций приводит к непроизводительному расходу аммиака. Установлено, что уже при 750 °С превращение аммиака в конечные продукты достигает 100 %. В азотнокислом производстве процесс окисления производят на катализаторах, обладающих избирательностью действия, т.е. на катализаторах, обладающих избирательностью действия, – резко ускоряющих реакцию получения NO по сравнению с прочими реакциями окисления аммиака.
В азотнокислой промышленности в основном применяют платиновые катализаторы. Процесс окисления аммиака на платиновом катализаторе относится к числу наиболее быстрых каталитических реакций, известных в настоящее время (10-4 сек).
Реакция (**) – гетерогенная, необратимая, экзотермическая.
Выход оксида азота (II) составляет 98% при соблюдении следующих оптимальных условий:
а) температура на поверхности катализатора – 800ºС.
Повышение температуры способствует увеличению не только скорости химической реакции, но и коэффициента диффузии аммиака в смеси. Поэтому повышение температуры – эффективное средство увеличения скорости процесса окисления, протекающего как в кинетической, так и в диффузионной области. Однако повышение температуры катализа выше 800 – 850 °С быстро снижает выход NO и повышает выход элементарного азота, в том числе и за счет термической диссоциации NH3. На платиновом катализаторе поддерживают температуру от 800 °С при атмосферном давлениии до 900 °С при повышенном давлении, при котором время контакта сильно уменьшается и побочные реакции практически не успевают протекать. На низкоактивных неплатиновых катализаторах время соприкосновения необходимо увеличивать в десятки раз по сравнению с платиновым, при этом температура снижается до 700 – 750 °С.
б) Состав газовой смеси. Состав газовой смеси влияет на температурный режим и общую скорость процесса. По уравнению реакции (**) на 1 моль NH3 расходуется 1,25 моль О2, НО при таком соотношении компонентов выход оксида азота (II) не превышает 65%, т.е. очень мал.
Поэтому реакция проводится в избытке кислорода, соотношение O2:NH3 = 1.8 – 2.0; газ, поступающий на катализатор, содержит:
NH3 – 11%;
O2 – (9.5 – 10.5 %) 20%;
N2 – 70%.
Окисление протекает автотермично, если содержание аммиака в газовой смеси достигает 11%.
Следует учитывать, что при обычной температуре смесь аммиака с воздухом взрывоопасна в интервале 16-27 % NH3. При повышении температуры границы взрывоопасности расширяются.
в) Давление.Повышение давления ускоряет процесс окисления NH3, так как увеличиваются концентрации реагирующих компонентов в объеме. Кроме того,при повышенном давлении увеличивается производительность катализатора вследствие уменьшения объема газовой смеси, который обратно пропорционален давлению. НО: при повышенном давлении существенно возрастает унос мельчайших частичек платины с газом, что удорожает товарную кислоту. При повышении давления необходимо увеличивать толщину стенок аппаратуры, в результате чего возрастает ее стоимость. Поэтому применяют давления 0.2 – 1 МПа.
г) Основной промышленный катализатор окисления аммиака – платина и её сплавы с родием (Rh 4 %) или палладием (3 % Pd). Платиновый катализатор применяют в виде пакетов сеток, сплетенных из тончайших проволок (диаметр 0,06 мм), сетки имеют 1024 отверстия в 1 см2. Сетки эти для создания определенного времени контактирования скрепляются в виде пакета, устанавливаемого в контактном аппарате. На 1 м2 активной поверхности контактной сетки под атмосферным давлением можно окислить до 600 кг, а при давлении 0.8 МПа – до 3000 кг аммиака в сутки. Однако при работе под давлением 0.8 МПа и выше платиновый катализатор разрушается быстрее (унос платины составляет 0.3 – 0.4 г, часть платины улавливается и регенерируется, но расходы на платину составляют значительную часть себестоимости азотной кислоты.)
Сейчас наряду с платиновыми катализаторами используют катализаторы из смеси оксидов железа и хрома. Контактные массы изготавливаются в виде таблеток диаметром 5 мм. Однако неплатиновые катализаторы значительно менее активны.
Окисление аммиака на платиновых катализаторах является одной из самых кратковременных каталитических реакций, известных в настоящее время (время протекания реакции 1·10-4 сек). Скорость каталитического окисления аммиака зависит от технологического режима процесса и конструкции контактного аппарата. На высокоактивных платиноидных катализаторах процесс протекает в диффузной области. На менее активных (оксидных) катализаторах при пониженных температурах и хорошем перемешивании газовой смеси окисление аммиака определяется скоростью каталитических актов, т.е. протекает в кинетической области.
С целью экономии платины применяют двухстадийное контактирование, при котором аммиак частично окисляется на платиноидных сетках, а затем доокисляется в слое неплатинового зернистого катализатора (оксиды Fe, Cr, соли Со). Если использовать двухступенчатый катализатор, состоящий из одной сетки и слоя таблеток, выход оксида азота (II) составляет 97%.
Механизм реакции, протекающей на катализаторе (Рис 4.1):
Оксида азота (II) образуется только на поверхности катализатора.

Рис. 5.1. Схема окисления аммиака на катализаторе: сплошные линии – ранее возникшие связи; пунктирные – вновь образующиеся связи.
1 – катализатор; 2 – места разрыва связей
а) Сначала атомы платины адсорбируют на себе молекулы кислорода, которые диссоциируют при этом на атомы.
б) Далее, благодаря высокому сродству кислорода к водороду, молекулы аммиака при приближении к поверхности катализатора ориентируются своими атомами водорода к атомам кислорода.
в) В результате происходит образование молекул воды и
оксида азота (II), которые вытесняются новыми молекулами кислорода
Активность катализаторов может сильно понижаться вследствие отравления некоторыми примесями, имеющимися в газовой смеси, или в результате экранирующего действия механических взвесей. К наиболее сильным контактным ядам процесса окисления аммиака принадлежат соединения серы и фосфора.
В промышленности применяется несколько типов контактных аппаратов для окисления аммиака. Однако все они имеют приблизительно одинаковый принцип действия.
При работе под атмосферным давлением на платиноидном катализаторе в аппарате устанавливают пакет из 3–4 сеток. При повышенном давлении устанавливают до 18 сеток. При двухстадийном контактировании число платиноидных сеток может быть снижено до 1-3 (при повышенном давлении.)

Рисунок 5.2. – контактный аппарат:
1 – распределительная решетка;
2 – корпус аппарата;
3 – платиноидная сетка;
4 – слой неплатинового катализатора;
5 – насадка;
6 – опорная решетка
ВТОРАЯ СТАДИЯ процесса –окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) и дальнейшая частичная димеризация оксида азота (IV) до тетраоксида азота (N2O4).
Нитрозные газы, полученные при окислении аммиака, содержат около 20 об. % NO, кислород, азот и пары воды. Для получения азотной кислоты оксид азота (II) необходимо окислить до диоксида.
Это гомогенная, некаталитическая, экзотермическая реакция, протекающая с уменьшением объёма:
2NO + O2 = 2NO2. + Q
В соответствии с принципом Ле-Шателье снижение температуры и повышение давления будет сдвигать равновесие этой реакции вправо.
Было показано, что при снижении температуры ниже 100ºС, равновесие реакции было полностью сдвинуто в сторону образования оксида азота (IV) и с понижением температуры скорость реакциивозрастала, т. е. для этой реакции наблюдается аномальная зависимость скорости от температуры. При 0 °С реакция протекает в 12 раз, а при 300°С – в 30 раз медленнее, чем при – 130°С.
При температуре выше 700 °С образования диоксида азота практически не происходит. Следовательно, в горячих нитрозных газах, выходящих из контактного аппарата, NO2 отсутствует, и для его получения готовую смесь необходимо охладить ниже 100 °С. Для увеличения скорости превращения NO в NO2 реакционную смесь энергично охлаждают.
!!! Известно, что для всех одностадийных химических реакций повышение температуры вызывает повышение их скорости.
Предполагают, что окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) идёт с образованием промежуточного продукта – димера оксида азота (N2O2), т. е. реакция протекает в две стадии:
2NO = N2O2 + Q
N2O2 + O2 = 2NO2 + Q
Поскольку реакция образования димера идёт с выделением теплоты, то с повышением температуры равновесие смещается в сторону образования оксида азота (II), а концентрация димера N2O2 уменьшается.
Понижение скорости реакции превращения оксида азота (II) до оксида азота (IV) с повышением температуры реакции можно объяснить уменьшением концентрации димера оксида азота (II).
Степень окисления NO возрастает при повышении давления. В установках, работающих под атмосферным давлением, окисление оксида азота с последующей абсорбцией NO2 водой проводят лишь на 92 – 93%, а при повышенном давлении окисляют NO и абсорбируют водой уже 98 – 99 % исходного оксида азота. Поэтому в азотнокислых цехах, работающих при атмосферном давлении, приходится устанавливать дополнительную громоздкую аппаратуру для частичного окисления и абсорбции смеси NO и NO2 щелочами. В цехах, работающих под давлением, можно ограничиться водной абсорбцией.
Одновременно в системе протекает реакция димеризации оксида
азота (IV) в тетраоксид:
2NO2 = N2O4 + Q
Скорость этой реакции очень велика.
Так как эта реакция, как и две предыдущие реакции, протекает с выделением тепла и уменьшением объёма, то повышение давления и понижение температуры способствует окислению оксида азота (II) до оксида азота (IV) и димеризации оксида азота (IV).
Таким образом, в нитрозных газах поступающих на абсорбцию, содержатся NO2, N2O3, N2O4, O2, N2O, NO, N2, пары воды идр.
(Двуокись азота может взаимодействовать окись азота NO + NO2 = N2O3 + 40,2 кДж. Правда, содержание этого оксида ничтожно.)
ТРЕТЬЯ СТАДИЯ. Поглощение оксида азота (IV) и его димера водой протекает по двум следующим реакциям:
2NO2 + H2O = HNO3 + НNO2 + Q
N2O4 + H2O = HNO3 + НNO2 + Q
Получаемая при этом азотистая кислота неустойчива и разлагается:
НNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Суммарно взаимодействие NO2 с водой можно представить уравнением реакции:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO + Q
3N2O4 + 2H2O = 4HNO3 + 2NO + Q
Поглощение диоксида азота водой – типичный хемосорбционный процесс в системе газ-жидкость.
Так как реакции идут с выделением тепла и уменьшением объёма, то при понижении температуры и повышении давления равновесие сдвигается в сторону образования кислоты.
В производстве необходимо получать кислоту возможно большей концентрации. При этом увеличивается давление паров оксидов азота над раствором кислоты, что снижает движущую силу процесса, и, следовательно, общую скорость процесса. Для сдвига равновесия в сторону образования HNO3 необходимо снижать температуру и повышать давление. При абсорбции оксидов азота используется принцип противотока: наиболее концентрированный газ встречается с концентрированной кислотой, а в конце абсорбции остатки NO2 поглощаются наиболее слабой кислотой.
Вследствие экзотермичности процесса абсорбции температура вытекающей продукционной кислоты обычно составляет не менее 50 °С, поэтому в установках, работающих под атмосферным давлением получается кислота, содержащая лишь 50 % HNO3. В установках, работающих под давлением 0.6 – 0.8 МПа, можно получить 58 – 60 % -ную кислоту. Поднимая давление до 5 МПа, в установках прямого синтеза HNO3 из оксидов азота и кислорода получают кислоту концентрацией 98 % HNO3.
Кроме температуры и давления равновесное состояние в этой реакции зависит от концентрации образующейся азотной кислоты.
Чемменьше концентрация образующейся азотной кислоты, тем больше степень превращения оксида азота (IV) и его димера в азотную кислоту.
Наоборот, с повышением концентрации кислоты степень превращения оксида азота (IV) уменьшается.
!!! Следовательно, при нормальных условиях можно получить только разбавленную азотную кислоту с концентрацией до 47 – 50%.
Для увеличения концентрации кислоты необходимо повысить давление, понизить температуру и увеличить содержание оксида азота (IV).
Anayadora 28-10-2019 Ответить

Оксиды азота. В оксидах степень окисления азота меняется от + 1 до +5. Оксиды N20 и N0 — бесцветные газы, оксид азота (TV) NO2 — бурый газ, получивший в промышленности название «лисий хвост». Оксид азота (Ш) N*03 — синяя жидкость, оксид азота (V) N20j при обычных условиях — прозрачные бесцветные кристаллы.
Часто используется тривиальное название оксида азота (I) — веселящий газ, связанное с тем, что его вдыхание в небольших дозах вызывает конвульсивный смех. В медицине оксид азота (I) используется для ингаляционного наркоза. Для получения N20 может использоваться термическое разложение нитрата аммония, при этом необходимо соблюдать такие же меры предосторожности, как и в случае с реакциями разложения NH4NOj и (NH^CrjOj. Кроме того, NjO получают при взаимодействии металлов с очень разбавленной азотной кислотой [см. уравнение (16.22)]. Он обладает свойствами окислителя и может поддерживать горение серы, углерода, фосфора:
Р4+10N2O Р4Ою+N2
Оксид азот (II) обычно получают действием 50%-ного раствора азотной кислоты на металлы по схеме (16.29). Он образуется также при каталитическом окислении аммиака [см. уравнение (16.14)]. Оксид азота (П) легко окисляется на воздухе, приобретая бурую окраску:
2N0 + 02-2N02 (16.15)
Оксиды N20 и N0 не реагируют с водой и щелочами, тогда как N2O3 и N205, являясь ангидридами, при взаимодействии с водой дают соответствующие кислоты:
N2O3+HjO=2HNO2 N205+H20=*2HN03
а при взаимодействии со щелочами — соответствующие соли.
Диоксид азота N02 в лаборатории получают нагреванием концентрированной азотной кислоты с тяжелыми металлами, при этом восстановление кислоты происходит по схеме (16.20). N02 обычно существует в равновесии со своим димером N304» при охлаждении образуя жидкость бледно-желтого цвета:
2N02(r)-N204(K)
При растворении в воде на холоду NOz обратимо диспропорци-онирует:
2N 02+Н20 ? HN02+HNO3 {16.16)
Поскольку образующаяся азотистая кислота неустойчива, то при нагревании реакция идет по-другому:
3N02+H20 – 2HN03+N0 (16.17)
Последние две реакции, а также реакция N02 со щелочами иллюстрируют его двойственную окислительно-восстановитель-ную функцию:
2ОД+2К0Н»К*Юз+Ю>Ю2+Н20 (16.18)
Если N02 растворяют в воде в присутствии кислорода, то получается только азотная кислота:
4NOj +2H1Q+O2 ~4HN03 (16.19)
Эту реакцию используют для получения кислоты в промышленности.
Азотная кислота HN03 в чистом виде — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде (см. выше реакции азота с кислородом, оксида NO с кислородом и реакцию (16.19)).
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением N02 и за счет этого приобретает светло-бурый цвет:
4HNOj – 4N02+2Н20+02
Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот и для нее характерны все реакции, в которые вступают кислоты,— с основаниями, основными оксидами и т. д.
Специфическим же свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Сущность окисления различных веществ азотной кислоты заключается в том, что ион N03″, имеющий в своем составе азот в степени окисления +5, в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление аниона N03~ в связи с этим может протекать до различных веществ:
При прочих равных условиях образование тех или иных продуктов восстановления азотной кислоты зависит от концентрации. Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации, при этом, однако, чем концентрированнее HNOj, тем менее глубоко она восстанавливается.
С одним и тем же восстановителем, например цинком, кислота, если она концентрированная, будет обязательно реагировать по схеме (16.20) с выделением N02; если HNO3 разбавленная, то она может взаимодействовать с тем же цинком по любой схеме (16.21) — (16.24) в зависимости от степени разбавления.
Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами, за исключением Au, Pt, W. Концентрированная HN03 не взаимодействует при обычных условиях также с Fe, А1 и Сг, которые она пассивирует, однако при очень сильном нагревании HN03 взаимодействует и с этими металлами.
Большинство неметаллов и сложных веществ восстанавливают HNOj, как правило, до NO (реже до N02):
ЗР+HNO3+2Н jO – ЗН 3Р04+NO
S + 2HN03 – H2S04+2NO ЭС+4НКОэ – 3C02 +4NO+2Н20 (16.25)
ZnS+8Н1Ч03(кояц)-Z11SO4+8NO2 +4Н20 бна+гшчсыконц) ^ за2+2Ж>+4Н2о (16.26)
Особое внимание сконцентрируем на последней реакции. Обратимая реакция (16.26) проходит при условии смешивания одного объема концентрированной HN03 (точнее — одного моля HN03) и трех объемов концентрированной соляной кислоты (точнее — трех молей НС1). Образующаяся при этом равновесная смесь веществ обладает сильнейшими окислительными свойствами и называется царской водкой. Свое древнее название смесь получила из-за того, что она растворяет даже «царя металлов» — золото:
Au+HN03+ЗНС1» AuQj+Not +2Н20 (16.27)
Действие царской водки объясняется тем, что в смеси постоянно присутствует хлор в момент выделения — атомарный хлор, являющийся сильнейшим окислителем. Именно поэтому при растворении металлов в царской водке образуются не соли азотной кислоты, а соответствующие хлориды
Нитраты. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому природные месторождения нитратов редки (например, натриевая селитра NaNOj в Чили; отсюда еще одно название — чилийская селитра). Основные количества нитратов получают искусственно, на химических заводах, исходя из азотной кислоты и соответствующих гидр оксидов.
В литературе редко обращают внимание на одно очень важное свойство нитратов, находящихся в кислых растворах. они способны растворять металлы аналогично разбавленной азотной кислоте. Например, медь растворяется в таких растворах с выделением NO:
3Cu+2KNO3 4- 4H2SO4 т 3CU.SO4+K2SO4+NO| +4HiO
При нагревании твердых нитратов все они разлагаются с выделением кислорода (исключением является нитрат аммония), при этом их можно разделить на четыре группы.
Первую группу составляют нитраты щелочных металлов**, которые при нагревании разлагаются на нитриты н кислород:
2KNOj 2K.NO2+О2Т (16.28)
Вторую группу составляет большинство нитратов (от щелоч-но-земельных металлов до меди включительно), разлагающихся на оксид металла, N02 и кислород:
2Си (N03)2 – 2CuO+4N03+02
Если царская аодка содержиг избыток соляной кислоты, то растворе-вив золота происходит с образованием золотохлороводородной кислоты Н [АиСЩ, в которой степень окисления золота +3 (такая же, как и в хлориде золота (III):
Au + HNO3 +4НС1 = Н [АиСЦ]+NO + 2H2O (16.270
Исключением является нитрат лития, который разлагается по уравнению:
4LiN03 – 2Li20+4N02+Oz
Третью группу составляют нитраты наиболее тяжелых металлов (AgN03 и HgfNCbW» разлагающиеся до свободного металла, NO* и кислорода:
Hg(N03)2 = Hg+2N02+02
Четвертую группу составляет нитрат аммония:
NKiNOa-NjO+lHiO
Азотистая кислота HN02 принадлежит к слабым кислотам (К= 6 Ю~4 при 25 °С), неустойчива и известна лишь в разбавленных растворах, в которых осуществляется равновесие
2HNO2 Z N0+N02+Н20
Нитриты в отличие от самой кислоты устойчивы даже при нагреварии. Исключением является кристаллический нитрит аммония, который при нагревании разлагается на азот и воду:
NH«N02=.N2t + 2H20
Как азотистая кислота, так и нитриты содержат азот в промежуточной степени окисления (+ 3) и поэтому в ОВР могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей:
2HN02+ 2Н1 – \2[ + 2NO! + 2Н20
HN02+Н2О2 – HNO3+HjO 2NaN02+Na2S+2H2S04 – 2Na2S04+S+2NOJ +2H20 5KNO2+2КМ1Ю4 4- 3H2S04 = 5KN03+K2S04+2MnS04+3H20
Нитраты — промежуточные соединения в процессе усвоения нитратного азота организмами животных и растениями. Попадая в организм человека с продуктами питания, нитраты снижают иммунную устойчивость и поэтому в заметных дозах ядовиты.
НевиДимая_ВидиМость 28-10-2019 Ответить

Химия. Онлайн учебник > Получение азотной кислоты (HNO3)

http://www.citycollegiate.com
HNO3 – азотная кислота
Чистая кислота при обычных условиях – бесцветная жидкость с неприятным запахом, тяжелее воды. Летучая. Смешивается с H2O в любых соотношениях, создавая при этом раствор.
Сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах почти полностью диссоциирует на ионы:
HNO3 ⇔ H+ + NO3-
Химические свойства
1. Взаимодействие с металлами:
а) концентрированная HNO3 с созданием NO2 – оксида азота (II):
Pb(0) + 4HN(+5)O3 (конц.) = Pb(+2)(NO3)2 + 2N(+4)O2 + 2H2O
Pb(0) – 2e > Pb(+2) | 1
N(+5) + e > N(+4) | 2
б) разбавление (20–30%) HNO3 с созданием оксида азота (II) или оксида азота (I):
3Cu(0) + 8HN(+5)O3 (конц.) = 3Cu(+2)(NO3)2 + 2N(+2)O + 4H2O
Cu(0) – 2e > Cu(+2) | 3
N(+5) + 3e > N(+2) | 2
4Mg(0) + 10HN(+5)O3 (разб.) = 4Mg(+2)(NO3)2 + N2(+1)O + 5H2O
Mg(0) – 2e > Mg(+2) | 8 | 4
2N(+5) + 8e > 2N(+1) | 2 | 1
в) во время реакции очень разбавленной (меньше 10%) HNO3 с металлами создается нитрат аммония:
4Zn(0) + 10HN(+5)O3 = 4Zn(+2)(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Zn(0) – 2e > Zn(+2) | 8 | 4
N(+5) + 8e > N(-3) | 2 | 1
2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
3. Взаимодействие с основаниями:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O
4. Взаимодействие с солями:
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2
Получение HNO3
1. В промышленности:
а) синтез аммиака:
N2 + 3H2 (t. p. k) ⇔ 2NH3 + Q
б) каталитическое окисление аммиака кислородом воздуха:
4NH3 + 5O2 (t. k) ⇔ 4NO + 6H2O + Q
в) окисление NO до NO2 и растворение NO2 в воде:
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
2. В лаборатории:
KNO3 + H2SO4 (конц.) (t) = HNO3 + KHSO4
Азот: (часть 1) (часть 2) (часть 3)
Автор: Гончаренко Л. И. (ula-books.com.ua)
< Урок 33 | Химия. Онлайн учебник | Урок 35 >
Смотрите также:
Сера. Хим. свойства и применение
Строение и свойства Железа (Fe)
Азот (N2) и соли аммония (NH4)
DOZKI 28-10-2019 Ответить

Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH4NO3 = N2O + 2Н2O (195–245 °C)
Применяется в медицине как анестезирующее средство.
Триоксид диазота N2O3.При низких температурах – синяя жидкость, ON=NO2, формальная степень окисления азота +III. При 20 °C на 90 % разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N2O3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO2, при нагревании реагирует иначе:
3N2O3 + Н2O = 2HNO3 + 4NO^
Со щелочами дает соли HNO2, например NaNO2.
Получают взаимодействием NO с O2 (4NO + 3O2 = 2N2O3) или с NO2 (NO + NO2 = N2O3) при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» ядовиты и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.
Пентаоксид диазота N2O5. Бесцветное твердое вещество, O2N – О–NO2, степень окисления азота +V. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO2 и O2. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N2O5 + Н2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
Получают дегидратацией дымящей азотной кислоты:
2HNO3 + Р2O5 = N2O5 + 2НРO3
или окислением NO2 озоном при ?78 °C:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Азотная кислота HNO3. Оксокислота. Бесцветная жидкость. Молекула имеет искаженно?треугольное строение [N(O)2(OH)] (sp2– гибридизация), содержит ковалентные ???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 HNO3 Н2O (точнее, H3NO4 – ортоазотная кислота).
Сильная кислота в растворе, ион NO3? имеет строение правильного треугольника (sр2?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 Nv). Образует смесь продуктов восстановления азота – от NIVO2 до N?IIIН4+, в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя в этой смеси преобладают разные продукты (условно для концентрированной кислоты указывают NO2, для разбавленной – NO, для очень разбавленной – NH4+).
Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Ni и Pb, не реагирует с Au и Pt. Смесь HNO3 (конц.) и НCl (конц.) – «царская водка» – обладает еще более сильным окислительным действием: переводит в раствор золото и платину. Нитрующим началом HNO3 в ее реакциях с органическими веществами является ион NO2+ (нитроил).
В отличие от самой кислоты HNO3 ее соли – нитраты проявляют 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: промышленный синтез состоит из следующих этапов:
N2 + Н2 > NH3 > NO > NO2 > HNO3 > HNO3,
а именно: производство аммиака (см.), каталитическое окисление аммиака (см.) до NO, перевод NO (см.) в NO2, поглощение смеси NO2 и O2 водой (см.).
Ceth 28-10-2019 Ответить

N2O – оксид азота (I), «веселящий газ»

При обычной температуре N2O – бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; обладает наркотическим действием, вызывая сначала судорожный смех, затем – потерю сознания.

Способы получения

1. Разложение нитрата аммония при небольшом нагревании:
NH4NO3 = N2O^ + 2Н2О
2. Действие HNO3 на активные металлы
10HNO3(конц.) + 4Са = N2O^ + 4Ca(NO3)2 + 5Н2О

Химические свойства

N2O не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т. е. не взаимодействует с основаниями, с кислотами, с водой (несолеобразующий оксид).
При Т > 500’С разлагается на простые вещества. N2O – очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:
N2O + SO2 + Н2О = N2^ + H2SO4

NO – оксид азота (II), монооксид азота.

При обычной температуре NO – бесцветный газ без запаха, малорастворимый в воде, очень токсичный (в больших концентрациях изменяет структуру гемоглобина).

Способы получения

1. Прямой синтез из простых веществ может быть осуществлен только при очень высокой Т:
N2 + O2 = 2NО – Q
2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO3).
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6Н2О
3. Лабораторный способ – действие разб. HNO3 на тяжелые металлы:
8HNO3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О

Химические свойства

NO – несолеобразующий оксид (подобно N2О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
I. NO – окислитель
2NO + SO2 + Н2О = N2O^ + H2SO4
2NO + 2H2 = N2 + 2Н2О (со взрывом)
II. NO – восстановитель
2NO + O2 = 2NO2
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4Н2О

NO2 – оксид азота (IV), диоксид азота

При обычной температуре NO2 – красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO2 и его димера N2O4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.

Способы получения

I. Промышленный – окисление NO: 2NO + O2 = 2NO2
II. Лабораторные:
действие конц. HNO3 на тяжелые металлы: 4HNO3 + Сu = 2NO2^ + Cu(NO3)2 + 2Н2О
разложение нитратов: 2Pb(NO3)2 = 4NO2^ + O2^ + 2РbО

Химические свойства

NO2 – кислотный оксид, смешанный ангидрид 2-х кислот
NO2 взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. Но реакции протекают не так, как с обычными оксидами – они всегда окислительно – восстановительные. Объясняется это тем, что не существует кислоты со С.О. (N) = +4, поэтому NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот – азотной и азотистой:
2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2
Если растворение происходит в присутствии O2, то образуется одна кислота – азотная:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Аналогичным образом происходит взаимодействие NO2 со щелочами:
в отсутствие O2: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + Н2О
в присутствии O2: 4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2Н2О
NO2 – очень сильный окислитель
По окислительной способности NO2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO2 восстанавливается до свободного азота:
10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5
2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4Н2О (возникает фиолетовое пламя)
В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:
2NO2 + 7Н2 = 2NH3 + 4Н2О
Как окислитель NO2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:
2NO2 + 2N2H4 = 3N2 + 4Н2О + Q

N2O3 и N2O5 – неустойчивые вещества

Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.
N2O3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-100С).
С повышением температуры разлагается: N2O3 > NO + NO2
N2O5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается:
2N2O5 = 4NO2 + O2
VideoAnswer 28-10-2019 Ответить
VideoAnswer 28-10-2019 Ответить
VideoAnswer 28-10-2019 Ответить
VideoAnswer 28-10-2019 Ответить

Как получить из оксида азота 4 азотную кислоту?

12 ответов на вопрос “Как получить из оксида азота 4 азотную кислоту?”

Добавить ответ Отменить ответ