Азотна киселина

Азотна киселина(HNO 3), е силна едноосновна киселина. Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации с моноклинни и ромбични решетки.

Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Във водни разтвори той почти напълно се дисоциира на йони. Образува азеотропна смес с вода с концентрация 68,4% и температура на кипене 120 °C при атмосферно налягане. Известни са два твърди хидрата: монохидрат (HNO 3 ·H 2 O) и трихидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Химични свойства

Силно концентрираният HNO 3 обикновено има кафяв цвят поради процеса на разлагане, протичащ на светлина:

При нагряване азотната киселина се разлага по същата реакция. Азотната киселина може да се дестилира (без разлагане) само при понижено налягане (посочената точка на кипене при атмосферно налягане се намира чрез екстраполация).

Златото, някои метали от платиновата група и танталът са инертни към азотната киселина в целия диапазон от концентрации, останалите метали реагират с него, ходът на реакцията се определя от неговата концентрация.

HNO 3 като силна едноосновна киселина взаимодейства:

а) с основни и амфотерни оксиди:

б) с основание:

в) измества слабите киселини от техните соли:

При кипене или излагане на светлина азотната киселина се разлага частично:

Азотната киселина във всяка концентрация проявява свойствата на окислителна киселина, докато азотът се редуцира до степен на окисление от +4 до -3. Дълбочината на редукция зависи преди всичко от природата на редуциращия агент и от концентрацията на азотна киселина. Като окислителна киселина HNO3 взаимодейства:

а) с метали, стоящи в поредица от напрежения вдясно от водорода:

Концентрирана HNO 3

Разреден HNO 3

б) с метали, стоящи в поредицата от напрежения вляво от водорода:

Всички горни уравнения отразяват само доминиращия ход на реакцията. Това означава, че при тези условия продуктите от тази реакция са повече от продуктите от други реакции, например, когато цинкът реагира с азотна киселина (масова част на азотна киселина в разтвор от 0,3), продуктите ще съдържат най-много NO , но също така ще съдържа (само в по-малки количества) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .

Единственият общ модел при взаимодействието на азотна киселина с метали: колкото по-разредена е киселината и колкото по-активен е металът, толкова по-дълбоко се редуцира азотът:

Увеличаването на концентрацията на киселината повишава активността на метала

Продукти от взаимодействието на желязо с HNO 3 с различни концентрации

Азотната киселина, дори концентрирана, не взаимодейства със златото и платината. Желязото, алуминият, хромът се пасивират със студена концентрирана азотна киселина. Желязото взаимодейства с разредена азотна киселина и в зависимост от концентрацията на киселината се образуват не само различни продукти на редукция на азота, но и различни продукти на окисление на желязото:

Азотната киселина окислява неметалите, докато азотът обикновено се редуцира до NO или NO 2:

и сложни вещества, например:

Някои органични съединения (например амини и хидразин, терпентин) се запалват спонтанно при контакт с концентрирана азотна киселина.

Азотна киселина

Някои метали (желязо, хром, алуминий, кобалт, никел, манган, берилий), които реагират с разредена азотна киселина, се пасивират от концентрирана азотна киселина и са устойчиви на нейното въздействие.

Смес от азотна и сярна киселина се нарича меланж. Поради наличието на амил се постига концентрация от 104% [ източникът не е посочен 150 дни] (тоест, когато 4 части дестилат се добавят към 100 части меланж, концентрацията остава 100%, поради абсорбцията на вода от амил [ източникът не е посочен 150 дни]).

Азотната киселина се използва широко за получаване на нитро съединения.

Смес от три обема на солна киселинаи един обем азот се нарича "царска водка". Aqua regia разтваря повечето метали, включително злато и платина. Неговите силни окислителни способности се дължат на получените атомен хлор и нитрозил хлорид:

Нитрати

HNO3 е силна киселина. Неговите соли - нитрати - се получават чрез действието на HNO 3 върху метали, оксиди, хидроксиди или карбонати. Всички нитрати са силно разтворими във вода.

Солите на азотната киселина - нитратите - се разлагат необратимо при нагряване, продуктите на разлагане се определят от катиона:

а) нитрати на метали, стоящи в поредицата от напрежения вляво от магнезия:

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

б) нитрати на метали, разположени в поредица от напрежения между магнезий и мед:

4Al(NO 3) 3 \u003d 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

в) нитрати на метали, разположени в поредица от напрежения вдясно от живака:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

г) амониев нитрат:

NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O

Нитратите във водни разтвори практически не показват окислителни свойства, но при високи температури в твърдо състояние нитратите са силни окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - когато твърдите вещества се слеят.

Цинкът и алуминият в алкален разтвор редуцират нитратите до NH3:

Солите на азотната киселина - нитратите - се използват широко като торове. В същото време почти всички нитрати са силно разтворими във вода, следователно под формата на минерали те са изключително малки по природа; изключения са чилийският (натриев) нитрат и индийският нитрат (калиев нитрат). Повечето нитрати се получават по изкуствен път.

Стъкло, флуоропласт-4 не реагират с азотна киселина.

Историческа информация

Методът за получаване на разредена азотна киселина чрез суха дестилация на селитра със стипца и син витриол очевидно е описан за първи път в трактатите на Джабир (Гебер в латински преводи) през 8 век. Този метод с различни модификации, най-значимата от които е замяната на медта с витриол, се използва в европейската и арабската алхимия до 17 век.

През 17 век Глаубер предлага метод за получаване на летливи киселини чрез взаимодействие на техните соли с концентрирана сярна киселина, включително азотна киселина от калиев нитрат, което позволява въвеждането на концентрирана азотна киселина в химическата практика и изучаването на нейните свойства. Методът на Глаубер се използва до началото на 20 век, като единствената съществена модификация е замяната на калиевия нитрат с по-евтин натриев (чилийски) нитрат.

По времето на М. В. Ломоносов азотната киселина се нарича силна водка.

Промишлено производство, приложение и въздействие върху организма

Азотната киселина е един от най-големите продукти в химическата промишленост.

Производство на азотна киселина

Съвременният метод за производството му се основава на каталитично окисляване на синтетичен амоняк върху платиново-родиеви катализатори (процес на Оствалд) до смес от азотни оксиди (азотни газове), с последващото им абсорбиране от вода.

4NH 3 + 5O 2 (Pt) → 4NO + 6H 2 O 2NO + O 2 → 2NO 2 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3.

Концентрацията на азотна киселина, получена по този метод, варира от 45 до 58% в зависимост от технологичния дизайн на процеса. За първи път азотната киселина е получена от алхимици чрез нагряване на смес от селитра и железен сулфат:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 7H 2 O) (t°) → Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 + NO 2 + 13H 2 O

Чистата азотна киселина е получена за първи път от Йохан Рудолф Глаубер, действайки върху селитра с концентрирана сярна киселина:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) → KHSO 4 + HNO 3

Допълнителна дестилация може да се получи т.нар. "димяща азотна киселина", несъдържаща на практика вода.

Обхватът на употреба на азотна киселина е много широк. Такова вещество се произвежда в специализирани химически заводи.

Производството е много обширно и днес можете да закупите такова решение в много големи количества. Азотната киселина се продава на едро само от сертифицирани производители.

физически характеристики

Азотната киселина е течност със специфична остра миризма. Плътността му е 1,52 g / cm3, а точката на кипене е 84 градуса. Процесът на кристализация на веществото протича при -41 градуса по Целзий, което след това се превръща в бяло вещество.

Азотната киселина е идеално разтворима във вода и на практика може да се получи разтвор с всякаква концентрация. Най-често срещаното е съотношението 70% на веществото. Тази концентрация е най-често срещаната и се използва навсякъде.

Силно наситената киселина е способна да отделя токсични съединения (азотни оксиди) във въздуха. Те са много вредни и трябва да се спазват всички предпазни мерки при работа с тях.

Концентриран разтвор на това вещество е силен окислител и може да реагира с много органични съединения. Така че, при продължително излагане на кожата, причинява изгаряния, които се образуват по време на разрушаването на протеиновите тъкани.

Азотната киселина лесно се разлага при излагане на топлина и светлина на азотен оксид, вода и кислород. Както вече споменахме, продуктите от такова разпадане са много токсични.

Той е много корозивен и реагира химически с повечето метали, с изключение на златото, платината и други подобни вещества. Тази функция се използва за отделяне на златото от други материали като сребро.

Когато е изложен на метали, той образува:

• нитрати;
• хидратирани оксиди (образуването на един от двата вида вещества зависи от конкретния метал).

Азотната киселина е много силен окислител и затова това свойство се използва в промишлени процеси. В повечето случаи се използва като воден разтвор с различни концентрации.

Азотната киселина играе важна роля в производството на азотни торове, а също така се използва за разтваряне на различни руди и концентрати. Също така е включен в процеса на получаване на сярна киселина.

Той е важен компонент на "aqua regia", вещество, което може да разтваря златото.

Синтез на азотна киселина, вижте видеото:

Окислителни свойства на азотната киселина.

OVR в статията са специално подчертаницвят . Обърнете специално внимание на тях. Тези уравнения могат да бъдат хванати на изпита.

- във всякаква форма (както разредена, така и концентрирана) е силен окислител.

Освен това разреденият се възстановява по-дълбоко от концентрирания.

Оксидиращите свойства се осигуряват от азота в най-високата степенокисляване +5

Каква е валентността на азота в това съединение? Въпросът е много труден, много хора отговарят правилно. Азотът в азотната киселина има валентност IV.

Азотният атом не може да образува повече ковалентни връзки, вижте електронната схема:

Три връзки с всеки кислороден атом, а четвъртият изглежда е разпределен, образува се връзка една и половина. Така валентността на азота е IV, а степента на окисление е +5

Първото най-интересно свойство: взаимодействие с метали.

Водородът никога не се отделя при взаимодействие с метали

Схема на реакцията на азотна киселина (както разредена, така и концентрирана) с метали:

HNO 3 + Me → нитрат + H 2 O + редуциран азотен продукт

Два нюанса:

1. , и с концентрирана азотна киселина в нормални условияне реагират, поради пасивация. Трябва да се загрее.

2. В платинаи златоконцентрираната азотна киселина изобщо не реагира.

За да разберем до каква степен азотът може да бъде намален като цяло, нека да разгледаме диаграмата на неговите степени на окисление:

Азот +5 - окислител, ще бъде възстановен, тоест по-ниска степен на окисление.

всичко възможни продуктивъзстановяването на азот е оградено в червено на диаграмата.

(Не всички, разбира се, такива реакции могат да дадат нещо, но само те се формират на изпита).

Възможно е да се определи кой продукт ще се формира чисто логически:

• до такива ниски степени на окисление като -3 или +1, с образуването на продукти съответно NH 4 NO 3 или N 2 O, азотът се редуцира само от достатъчно силни, активни метали: алкални - 1-ва група от основната подгрупа, алкални земя, както и Al и Zn. Както бе споменато по-горе, разредената киселина се редуцира по-дълбоко, следователно, когато активните метали взаимодействат с конц. азотната киселина образува N 2 O и при взаимодействие с разл. азотна киселина NH4NO3.

4Ba+10HNO 3( конц .) → 4Ba(NO 3 ) 2 + 5H 2 O+N 2 О

4Ba+10HNO 3( разб .) → 4Ba(NO 3 ) 2 + 3H 2 О+NH 4 НЕ 3

8Li + 10HNO 3( конц .) → 8LiNO 3 + 5H 2 O+N 2 О

8Li + 10HNO 3( разб .) → 8LiNO 3 + 3H 2 О+NH 4 НЕ 3

8Al + 30HNO 3( конц .) (t) → 8Al(NO 3 ) 3 + 15Н 2 O+3N 2 О

8Al + 30HNO 3( разб .) → 8Al(NO 3 ) 3 + 9H 2 О+3NH 4 НЕ 3

Останалите метали редуцират азотната киселина до +2 или +4, с образуването на продукти, съответно: NO или O 2.

Разредената киселина се възстановява по-дълбоко

• когато метали, които не се различават по конкретна активност, взаимодействат с него, ще се образува NO. Е, от конц. азот NO 2:

Cu+4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O+2NO 2

3Cu + 8HNO 3( разб .) → 3Cu(БР 3 ) 2 + 4H 2 O+2NO

Fe + 6HNO 3( конц .) (t) → Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O+3NO 2

Fe+4HNO 3( разб .) → Fe(NO 3 ) 3 + 2H 2 О + НЕ

(имайте предвид, че желязото се окислява до най-високата степен на окисление)

Ag + 2HNO 3( конц .) → AgNO 3 + З 2 О + НЕ 2

3Ag + 4HNO 3( разб .) → 3AgNO 3 + 2H 2 О + НЕ

Ако е трудно веднага да разберете цялата логика на избора, ето таблицата:

И азотната киселина се окислява неметали към висши оксиди.

Тъй като неметалите не са толкова силни редуциращи агенти, колкото активните метали, азотът може да се редуцира само до +4, образувайки съответно NO 2 или NO.

Когато неметалите се окисляват с концентрирана азотна киселина, се образува кафяв газ (NO 2), а ако киселината се разреди, тогава се образува NO. Реакционните схеми са както следва:

неметални+ HNO 3 (разлагане) → + NO

неметални+ HNO 3 (конц.) → съединение на неметал в най-висока степен на окисление+NO2

4 HNO 3 (конц.) → CO 2 + 2 з 2 О + 4 НЕ 2

3C+4HNO 3( разб .) → 3CO 2 + 2H 2 O+4NO

(въглеродна киселина не се образува, тъй като не е стабилна)

5HNO 3( конц .) → З 3 PO 4 + З 2 О+5 НЕ 2

3P+5HNO 3( разб .) + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5НЕ

+ 3 HNO 3( конц .) → З 3 BO 3 + 3НЕ 2

B + HNO 3( разб .) + З 2 O→H 3 BO 3 + НЕ

6HNO 3( конц .) → З 2 ТАКА 4 + 2H 2 O+6NO 2

S+2HNO 3( разб .) → з 2 ТАКА 4 + 2 НЕ

• концентрираназотната киселина окислява сероводорода. Окисляването става по-дълбоко при нагряване:

2HNO 3( конц .) + З 2 S → S↓ + 2NO 2 + 2H 2 О

з 2 S+8HNO 3 (конц.) → з 2 ТАКА 4 + 8 НЕ 2 + 4 з 2 О

• концентрираназотната киселина окислява сулфидите до сулфати:

CuS + 8HNO 3 (конц.) → CuSO 4 + 4 з 2 О + 8 НЕ 2

• азотната киселина е толкова сурова, че дори може да се окисли. Само един е йод. Разреден възстановява по-дълбоко: до +2, концентриран до +4. Но йодът се окислява не до най-високата степен на окисление от +7 (твърде хладно), а до +5, образувайки йодна киселина HIO 3:

10 HNO 3 (конц.) + аз 2 (t) → 2HIO 3 +10НЕ 2 + 4H 2 О

10 HNO 3 (разл.) + 3 аз 2 (T)→ 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 О

• концентрираназотната киселина реагира с хлориди и флуориди. Трябва само да се разбере, че обичайната йонообменна реакция протича с флуориди и хлориди с изместване на халогеноводород и образуване на нитрат:

NaCl (твърд) + HNO 3 (конц.) → HCl + NaNO 3

NaF (твърд) + HNO 3 (конц.) → HF + NaNO 3

• Но с бромиди и йодиди (както с бромоводороди, така и с водородни йодиди) възниква OVR. И в двата случая се образува свободен халоген и азотът се редуцира до NO 2:

8HNO 3( конц .) + 6KBr ( телевизия .) → 3Бр 2 + 4H 2 O+6KNO 3 + 2НЕ 2

4HNO 3( конц .) + 2NaI ( телевизия .) → 2NaNO 3 + 2НЕ 2 + 2H 2 О+I 2 ↓

7HNO 3( конц .) + NaI → NaNO 3 + 6НЕ 2 + 3H 2 O + HIO 3

Същото се случва при взаимодействие с йод- и бромоводород:

2HNO 3( конц .) + 2HBr → Br 2 + 2НЕ 2 + 2H 2 О

6HNO 3( конц .) + HI → HIO 3 + 6НЕ 2 + 3H 2 О

Реакции със злато, магнезий, мед и сребро

Азотната киселина HNO 3 е безцветна течност, има остра миризма и се изпарява лесно. Ако влезе в контакт с кожата, азотната киселина може да причини тежки изгаряния (по кожата се образува характерно жълто петно, трябва да се измие незабавно голямо количествовода и след това неутрализирайте със сода NaHCO 3)

Азотна киселина

Молекулна формула: HNO3, B(N) = IV, C.O. (N) = +5

Азотният атом образува 3 връзки с кислородните атоми по обменния механизъм и 1 връзка по донорно-акцепторния механизъм.

Физични свойства

Безводният HNO3 при нормална температура е безцветна летлива течност със специфична миризма (т.к. 82,6 "C).

Концентрираната "димяща" HNO 3 има червена или жълто, тъй като се разлага с отделяне на NO 2 . Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение.

Как да получите

I. Промишлен - 3-етапен синтез по схемата: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Етап 1: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Етап 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Етап 3: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Лаборатория - продължително нагряване на селитра с конц. H2SO4:

2NaNO 3 (твърд) + H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba (NO 3) 2 (tv) + H 2 SO 4 (конц.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Химични свойства

HNO 3 като силна киселина показва всичко общи свойствакиселини

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 е много реактивоспособно вещество. AT химична реакциядейства като силна киселина и като силен окислител.

HNO 3 взаимодейства:

а) с метални оксиди 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

б) с основи и амфотерни хидроксиди 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

в) със соли на слаби киселини 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

г) с амоняк HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Разликата между HNO 3 и други киселини

1. Когато HNO 3 взаимодейства с метали, H 2 почти никога не се освобождава, тъй като H + йони на киселината не участват в окисляването на металите.

2. Вместо H + йони, NO 3 - аниони имат окислителен ефект.

3. HNO 3 е способен да разтваря не само метали, разположени в реда на активността вляво от водорода, но и нискоактивни метали - Cu, Ag, Hg. В смес с HCl той също разтваря Au, Pt.

HNO3 е много силен окислител

I. Окисляване на метали:

Взаимодействие на HNO 3: а) с ниска и средна активност Me: 4HNO 3 (конц.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (разб.) + 3Сu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O

б) с активен Me: 10HNO 3 (разб.) + 4Zn \u003d N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O

в) с алкален и алкалоземен Me: 10HNO 3 (много разреден) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca (NO 3) 2 + 3H 2 O

Много концентриран HNO 3 при нормална температура не разтваря някои метали, включително Fe, Al, Cr.

II. Окисляване на неметали:

HNO3 окислява P, S, C до техния по-висок S.O., докато самият той се редуцира до NO (HNO3 разреден) или до NO2 (HNO3 conc).

5HNO 3 + P \u003d 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Окисляване на сложни вещества:

Особено важни са окислителните реакции на някои Me сулфиди, които са неразтворими в други киселини. Примери:

8HNO 3 + PbS \u003d 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + 3Сu 2 S \u003d 10NO + 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - нитриращ агент в реакции на органичен синтез

R-H + HO-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O нитроетан

C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 + ZH 2 O тринитротолуен

C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2) 3 OH + ZH 2 O тринитрофенол

HNO 3 естерифицира алкохолите

R-OH + HO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + ZH 2 O глицерол тринитрат

Разлагане на HNO 3

Когато се съхраняват на светлина и особено при нагряване, молекулите на HNO 3 се разлагат поради вътрешномолекулно редокс:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Откроява се червено-кафяво отровен газ NO 2, който засилва агресивността окислителни свойства HNO3

Соли на азотната киселина - нитрати Me (NO 3) n

Нитратите са безцветни кристални вещества, разтворими във вода. имам Химични свойствахарактерни за типичните соли.

Отличителни черти:

1) редокс разлагане при нагряване;

2) силни окислителни свойства на стопените нитрати алкални метали.

Термично разлагане

1. Разлагане на нитрати на алкални и алкалоземни метали:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Разлагане на метални нитрати в серията активност на метали от Mg до Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Разлагане на метални нитрати в серията активност на метали над Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Примери за типични реакции:

1) 2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Окислително действие на стопилки на нитрати на алкални метали

Във водни разтвори нитратите, за разлика от HNO3, почти не проявяват окислителна активност. Въпреки това, стопилките на алкални метали и амониеви нитрати (нитрати) са силни окислители, тъй като се разлагат с освобождаване на активен кислород.

Азотна киселина(HNO 3), -- силна едноосновна киселина. Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации с моноклинни и ромбични решетки. Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Във водни разтвори той почти напълно се дисоциира на йони. Образува азеотропна смес с вода с концентрация 68,4% и температура на кипене 120 °C при атмосферно налягане. Известни са два твърди хидрата: монохидрат (HNO 3 ·H 2 O) и трихидрат (HNO 3 ·3H 2 O).

Азотът в азотната киселина е четиривалентен, степен на окисление +5. Азотната киселина е безцветен газ, без мирис, димяща течност във въздуха, точка на топене? 41,59 °C, кипене + 82,6 °C с частично разлагане. Разтворимостта на азотната киселина във вода не е ограничена. Водните разтвори на HNO 3 с масова част от 0,95-0,98 се наричат ​​"димяща азотна киселина", с масова част от 0,6-0,7 - концентрирана азотна киселина. Образува азеотропна смес с вода (масова част 68,4%, д 20 = 1,41 g/cm, T bp = 120,7 °C). Когато кристализира от водни разтвори, азотната киселина образува кристални хидрати:

• HNO 3 монохидрат H 2 O, T pl \u003d? 37,62 ° C
• трихидрат HNO 3 3H 2 O, T pl \u003d? 18,47 ° C

Твърдата азотна киселина образува две кристални модификации:

• моноклинна, пространствена група П 2 1/а, а= 1,623 nm, b= 0,857 nm, ° С= 0.631, v = 90°, Z = 16;
• ромбичен

Монохидратът образува ромбични кристали, пространствена група П na2, а= 0,631 nm, b= 0,869 nm, ° С= 0,544, Z = 4;

Плътността на водните разтвори на азотната киселина като функция от нейната концентрация се описва с уравнението

където d е плътността в g/cm³, c е масовата част на киселината. Тази формула описва лошо поведението на плътността при концентрация над 97%.

Под действието на светлината азотната киселина се разлага частично с освобождаване на NO 2 и поради това придобива светлокафяв цвят:

N 2 + O 2 мълния електрически разряди > 2NO

• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4HNO 3 светлина > 4NO 2 ^ (кафяв газ)+ 2H 2 O + O 2

Азотната киселина с висока концентрация отделя газове във въздуха, които се намират в затворена бутилка под формата на кафяви изпарения (азотни оксиди). Тези газове са силно токсични, така че внимавайте да не ги вдишвате. Азотната киселина окислява много органична материя. Хартията и тъканите се унищожават поради окисляването на веществата, които образуват тези материали. Концентрираната азотна киселина причинява тежки изгаряния при продължителен контакт и пожълтяване на кожата за няколко дни при кратък контакт. Пожълтяването на кожата показва разрушаването на протеина и освобождаването на сяра (качествена реакция към концентрирана азотна киселина - жълто оцветяване поради освобождаването на елементарна сяра, когато киселината действа върху протеина - ксантопротеинова реакция). Тоест, това е изгаряне на кожата. Носете гумени ръкавици, когато работите с концентрирана азотна киселина, за да предотвратите изгаряния.