Раствор азотной кислоты формула. Особые свойства азотной и концентрированной серной кислоты. Применение азотной кислоты
Области применения азотной кислоты весьма разнообразны. В настоящее время азот находит широкое применение.
Благодаря низкой температуре кипения (- 196 °C) жидкий азот применяется как хладагент. Промышленные применения газообразного азота обусловлены его инертными свойствами. Если в процессе, традиционно проходящем с использованием воздуха, окисление или гниение являются негативными факторами -- азот может успешно заместить воздух.
Большая часть ее (до 75 - 80%) расходуется на производство азотных и комплексных минеральных удобрений и разнообразных нитратов, 10 - 15% идет на получение взрывчатых веществ и ракетного топлива. Остальное количество потребляется производством красителей, органическим синтезом и в цветной металлургии (травление металлов). На рис. №4 представлено применение азотной кислоты в различных областях народного хозяйства.
Рис.
В органическом синтезе широко применяют смесь концентрированной азотной и серной кислоты - «нитрующую смесь».
Азотная кислота широко применяется для производства многих продуктов, используемых в промышленности и сельском хозяйстве:
- · около 40% ее расходуется на получение сложных и азотных минеральных удобрений;
- · азотная кислота используется для производства
- · синтетических красителей,
- · взрывчатых веществ,
- · нитролаков,
- · пластических масс,
- · лекарственных синтетических веществ и др.;
в производстве минеральных удобрений;
в военной промышленности (дымящая -- в производстве взрывчатых веществ, как окислитель ракетного топлива, разбавленная -- в синтезе различных веществ, в том числе отравляющих);
крайне редко в фотографии -- разбавленная -- подкисление некоторых тонирующих растворов;
в станковой графике -- для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
в производстве красителей и лекарств (нитроглицерин)
в ювелирном деле -- основной способ определения золота в золотом сплаве.
железо хорошо растворяется в разбавленной азотной кислоте.
Концентрационная азотная кислота образует на поверхности железа тонкий, но плотный слой нерастворимого в концентрированной кислоте оксида, защищающего металл от дальнейшего разъедания. Эта способность железа пассивироваться используется для защиты его от коррозии.
Концентрированную азотную кислоту (особенно с добавлением 10% H 2 SO 4) перевозят обычно в стальных цистернах. Многие органические вещества (в частности животные и растительные ткани) при действии HNO 3 разрушаются, а некоторые из них от соприкосновения с очень концентрированной кислотой могут воспламеняться. В лабораторной практике обычно применяется азотная кислота, содержащая около 65% HNO 3 (пл.1,40). В промышленности применяют два сорта азотной кислоты: разбавленную с содержанием 50-60% HNO 3 и концентрированную, содержащую 96-98% HNO 3 .
Другие области применения: для получения аммиака, инертная среда в химических и металлургических процессах, при сварке металлов, в вакуумных установках, электролампах, газовых термометрах.
Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии.
Промышленные применения газообразного азота обусловлены его инертными свойствами. Газообразный азот пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы. В производстве электроники азот применяется для продувки областей, не допускающих наличия окисляющего кислорода. Если в процессе, традиционно проходящем с использованием воздуха, окисление или гниение являются негативными факторами -- азот может успешно заместить воздух.
Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.
Сфера использования азотной кислоты весьма широка. Изготавливается такое вещество на специализированных химических заводах.
Производство очень обширное и сегодня можно купить такой раствор в очень больших количествах. Продается азотная кислота оптом только сертифицированными производителями.
Физические характеристики
Азотная кислота представляет собой жидкость, которая имеет специфический едкий запах. Плотность ее составляет 1,52 г/см3, а температура кипения равна 84 градусам. Процесс кристаллизации вещества происходит при -41 градусе Цельсия, которое затем превращается в вещество белого цвета.
Азотная кислота прекрасно растворяется в воде, и на практике можно получить раствор любой концентрации. Самым распространенным является 70-ти % соотношение вещества. Такая концентрация самая распространенная и применяется повсеместно.
Сильно насыщенная кислота способна выделять воздух токсичные соединения (оксиды азота). Они очень вредные и при обращении с ней следует соблюдать все меры предосторожности.
Концентрированный раствор данного вещества является сильным окислителем и может вступать в реакции со многими органическими соединениями. Так, при длительном воздействии на кожу она вызывает ожоги, которые образуются при разрушении белковых тканей.
Азотная кислота легко распадается при воздействии на нее тепла и света на оксид азота, воду и кислород. Как уже упоминалось, продукты такого распада очень токсичны.
Она очень агрессивна и вступает в химические реакции с большинством металлов, за исключением золота, платины и других подобных веществ. Данная особенность используется, чтобы разделять золото от других материалов, например серебра.
При воздействии с металлами она образует:
- нитраты;
- гидратированые оксиды (образование одного из двух типов веществ зависит от конкретного металла).
Азотная кислота — это очень сильный окислитель и поэтому данное свойство используют в промышленных процессах. В большинстве случаев она применяется как водный раствор различной концентрации.
Азотная кислота играет важную роль при получении азотных удобрений, а также используется, чтобы растворять различные руды и концентраты. Также входит в процесс получения серной кислоты.
Она является важным компонентом «царской водки», вещества, которое способное растворять золото.
Синтез азотной кислоты смотрим в видео:
Азотная кислота — одна из самых сильных кислот, похожа на прозрачную жидкость, со слегка желтоватым оттенком, токсическое вещество. При взаимодействии паров кислоты с атмосферой, азотная кислота немного «дымит», преобразившись на небольшие туманные капли. Кроме всего прочего кислота чудесный окислитель, обширно применяется в разных сферах промышленности. Азотную кислоту применяют для производства селитры, минеральных удобрений и так далее. Даже в проявлении фотографии, ее добавляют для подкисления, в металлургической отрасли – для растворения металлов, а в полиграфии, нужна кислота для травления печати. Однако для человеческого организма, она представляет явный вред, и работая с ней, обязательно необходимы средства индивидуальной защиты.
Сферы применения азотной кислоты
Сущность азотной кислоты в народном хозяйстве просто неоспорима, трудно представить, наверное, себе аграрную фирму, которая, занимаясь, выращивание культур, не применяла бы данный тип кислот. Азотная кислота также свободно применяется в военной промышленности, окисляет топливо для ракет, разбавляет различные вещества. При изготовлении лекарств и красителей также не обойтись без азотной кислоты, а в ювелирном деле, ей просто нет равных, в плане определения части золота в общем золотом сплаве.
Общая доля потребности аграрных предприятий в азотной кислоте оценивается порядка 80 %, от общего уровня потребностей народного хозяйства, а вот на военную промышленность припадает всего 10%. Несмотря на взаимозаменяемость кислот при производстве, а также степени морального износа оборудований для ее производства, потребность с каждым годом растет. Большим преимуществом данного типа кислоты является способность смешиваться с водой в любых концентрациях, диссоциируя таким образом на ионы. Показатели промышленного роста и потребностей из года в год растут в геометрической прогрессии.
Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.
Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.
Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:
HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.
HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:
1) концентрированная HN03 , взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:
2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:
3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:
До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:
Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».
4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:
5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.
6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.
Промышленное получение азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.
Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.
34. Фосфор
Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.
Строение молекулы: способность образования?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами?-связями.
Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.
Химические свойства:
1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:
2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:
3) фосфор образует соединения с неметаллами:
Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.
При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:
Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.
При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.
Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(Р O4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.
В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.
И воду.
В полумраке же, кислота с водой легко смешивается в любых пропорциях. У вещества есть и кристаллическое состояние.
Оно может быть моноклинным и ромбическим. Это указывает на форму ячеек кристаллической решетки.
Моноклинная составлена из наклоненных параллелепипедов, а ромбическая, соответственно, из ромбов.
Отличаются ли свойства растворов от ее , как вещество добывается и где применяется? Вопросы заданы, остается дать на низ ответы.
Свойства азотной кислоты
В обычных условиях кристаллическую кислоту можно лицезреть лишь в жарких странах.
В состояние бесцветная жидкость переходит лишь при 42-ух градусах Цельсия. До этой отметки вещество остается жидким и парит.
При этом, реагент источает резкий, удушливый запах. С ним, собственно, связана история открытия азотной кислоты . Обнаружил ее Даниэль Резерфорд.
Шотландец изучал продукты сжигания , , . В ходе работ выделялся газ, который химик назвал удушливым воздухом.
Ученый отметил, что вещество не поддерживает горение и непригодно для дыхания.
Позже, выяснилась формула азотной кислоты : — HNO 3 . Получается, вещество одноосновное.
Так именуют , в состав которых входит лишь один атом водорода. С водой вещество смешивается в любых пропорциях.
Поэтому, существует концентрированная азотная кислота и неконцентрированная.
Первая активно дымит, то есть, летуча. Химические свойства концентрата разнятся с разбавленой версией.
Если кислоты в растворе около 60%, он будет реагировать со всеми металлами кроме , , , , , и .
Отсюда вывод, в какой таре нужно хранить вещество. и фляги, конечно, не выгодны.
А вот емкости из железа и алюминия и бюджетны, и надежны, поскольку закрывают кислоту от света. Главное, не выбрать тару из меди. Азотная кислота ее растворит.
Реагируя с металлами, концентрированный раствор азотной кислоты выделяет бурый газ. Его формула: — NО 2 .
Параллельно, образуются кислоты. В зависимости от растворенного металла, реакции разнятся.
При взаимодействии с рядом до , образуются диоксиды, и выделяется кислород.
Реакция с солями металлов, находящимися после магния до , дает бурый газ, оксид азота и кислород.
Если к кислоте присоединится соль любого металла после меди, металл отделится. Вместе с ним выделяются бурый газ и кислород.
Разбавленная азотная кислота реагирует с большинством тех же металлов, но, окисляется при этом до аммиака.
К такому исходу приводит взаимодействие, к примеру, с и элементами щелочноземельной группы. В реакцию вступает и железо.
Так что, разбавленную кислоту в емкостях из с феррумом лучше не хранить.
Итогом взаимодействия с азотной кислотой разбавленного типа может стать не только аммиак, но и аммиачная селитра.
Самый редкий вариант – закись азота. Ее даст, к примеру, реакция с магнием. С остальными металлами азотная кислота образует оксид азота.
Его можно получить, в частности, при взаимодействии с . Выпадет оксид аргентума, образуется вода и оксид азота.
По этой же схеме проходят реакции кислоты с неметаллами, только, вместо формируется серная кислота.
Из реакций с другими кислотами примечательно смешивание с соляной. Последней, берут 3 части, а первой – одну. Получается .
Ее так назвали, поскольку вещество растворяет даже – металл правителей, сильных мира сего.
На такое не способна ни одна из чистых кислот. Благородные металлы им поддаются редко, а , вовсе, никогда.
Добыча азотной кислоты
В малых количествах вещество возможно добывать даже из воздуха, причем, в прямом смысле. Не секрет, что азот – одна из составляющих атмосферы.
На 15-ый газ в ней приходятся 78% . Азот реагирует с кислородом, образуя оксид. Дальнейшее окисление дает диоксид азота. Это тот самый бурый газ.
Он-то и реагирует с водой, взвесь которой, как известно, имеется в воздухе. Вступая в контакт с облаками, туманом, бурый газ переходит в азотную кислоту.
Массовая доля азотной кислоты в атмосфере столь мала, что вещество не наносит вред человеку, да и другим живым организмам.
Для промышленной добычи кислота из воздуха тоже не годится. На заводах пользуются иными схемами.
Первая: — производство азотной кислоты из аммиака. Сначала, проводят его конверсию, то есть, дробление состава исходной газовой смеси.
Реакция проходит на платинородиевых сетках при температуре около 1000 градусов Цельсия. Так получают оксид азота. Его окисляют до диоксида.
Это вторая стадия процесса. После, оксиды азота абсорбируют водой. В итоге, получается азотная кислота и чистая вода.
Описанный метод приводит к образованию разбавленной кислоты. Возможна последующая концентрация.
Поэтому, метод наиболее популярен, ведь потребителям нужна, как насыщенная, так и ненасыщенная кислоты.
Работая с аммиаком, промышленники «убивают одним выстрелом двух зайцев».
Второй метод производства реактива приводит сразу к получению концентрата. Речь о прямом синтезе из оксидов азота. Берут жидкие.
Они взаимодействуют с водой и кислородом. Такие реакции с азотной кислотой проходят под давлением в 5 мегапаскалей.
Получается диоксид азота. В обычных условиях он переходит в жидкое состояние. Окисление аммиака дает двойной оксид азота.
В газовой смеси его около 11%. Сжижжают диоксид под давлением. При стандартных условиях переход невозможен.
Применение азотной кислоты
Как составная царской водки азотная кислота является частью кислот. С их помощью изучают качество .
Без соответствующих исследований не поступят в , а – на прилавки .
Прежде чем апробировать и продать драгоценный металл, его нужно добыть. В этом тоже помогают азотная кислота и царская водка.
Ими обрабатывают руды, выводя нужные элементы в раствор. Остается осадить металлы и осушить, очистить от примесей. Так добывают не только благородные, но и неблагородные элементы.
Из металлов, как известно, делают , а из них, к примеру, технику. Если рассматривать воздушную и космическую, в них присутствует чистая кислота.
Ее примешивают к топливу, получая оксид. Азотная кислота выступает в роли окислителя. .
Все это соли, объединенные названием «селитры». Азот позволяет растениям быстро развиваться, повышает урожайность.
Дело в том, что 15-ый элемент входит в состав хлорофилла. Это зеленый пигмент растений, отвечающий за усвоение энергии .
Чем больше освоенной энергии, тем лучше развитие трав, кустарников, деревьев.
Слово «селитра» на слуху и у пиротехников. Азотная кислота – основа взрывчатых веществ.
Аммиачной селитры в большинстве из них около 60%. Остатки – дизельное топливо, или иное горючее. Получить можно, как безобидный фейерверк, так и военную бомбу.
Цена азотной кислоты
Азотная кислота, как и большинство востребованных кислот, бывает чистой и технической, отягощенной примесями. Последняя дешевле.
Чистый реагент дороже. Для справки, ГОСТ 4461-77 – норма для очищенной кислоты.
Реагент российского производства стоит в районе 30-55-ти рублей за килограмм. Ценник зависит от концентрации раствора.
Для технической кислоты верхний ценовой предел, обычно, составляет 40 за кило. Предусмотрена и большая фасовка.
Есть, к примеру, 25-литровые канистры, в которые разливается азотная кислота.
Купить реагент с максимальной выгодой позволяют оптовые заказы. Такие уходят на предприятия, где знают правила обращения с реагентом.
Он разъедает не только металлы, но и слизистые. Пары вещества могут затруднить дыхание, повредить трахеи, выстилающие ткани носа.
Поэтому, с кислотой работают лишь в масках. При нарушении правил, кроме трудностей с дыханием, наступает отравление.
Интоксикация выражается в рвоте, чесотке, нарушениях зрения, обоняния. Более-менее безобидны лишь слабые растворы реагента.
Именно такие, к примеру, используют в школьных лабораториях. Учиться обращению с химическими реагентами стоит с малых лет.
