Химия Инфо

Азотная кислота и нитраты

Азотная кислота HNO3 проявляет общие свойства кислот и одновременно является окислителем. Это объясняет, почему она реагирует с медью, а привычная схема «металл + кислота → соль + водород» для неё обычно не подходит. Её соли — нитраты — также требуют внимания к условиям: при нагревании разные нитраты дают разные продукты.

Состав, названия и свойства

Азотная кислота HNO3 — кислородсодержащая одноосновная сильная кислота. Её соли называются нитратами и содержат нитрат-ион NO3−. Степень окисления азота в кислоте и нитрате равна +5.

Чистая азотная кислота — бесцветная жидкость. При хранении на свету и нагревании она может разлагаться, а растворённый NO2 придаёт ей желтоватую окраску. Это изменение состава, а не обязательный цвет любого раствора HNO3.

В разбавленном водном растворе передача протона воде практически полная:

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3−.

Обозначение H+ в школьных уравнениях означает гидратированный протон. В слове «одноосновная» отражён один отдаваемый протон, а не количество атомов кислорода. Азотистая кислота HNO2 и её соли нитриты NO2− — другие вещества; в них степень окисления N равна +3.

HNO3 едкая, а концентрированные растворы — сильные окислители. Совместимость с материалами и условия работы определяют по инструкции лаборатории и паспорту конкретного реактива. NO и особенно NO2, встречающиеся в её реакциях, токсичны.

Общие кислотные реакции

Нейтрализация щёлочи образует нитрат и воду:

HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O.

На один моль Ca(OH)2 нужны два моля кислоты:

2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O.

Основный оксид также образует соль и воду:

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O.

При взаимодействии с карбонатом в достаточном количестве кислоты выделяется CO2:

CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O.

В этих реакциях степень окисления азота остаётся +5. Нитрат-ион может быть ионом-наблюдателем. Наличие азотной кислоты в уравнении ещё не означает, что каждое её превращение — окислительно-восстановительное.

Окисление металлов: почему нужны условия

В реакции с медью окислитель — азот в составе кислоты. Для концентрированной кислоты типичная школьная схема такова:

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O.

Медь окисляется от 0 до +2, а азот в выделяющемся NO2 восстанавливается от +5 до +4. Часть нитрат-ионов остаётся в соли и не меняет степень окисления.

Для разбавленной кислоты типичная схема с медью даёт NO:

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O.

Здесь N восстанавливается до +2. Бесцветный NO на воздухе окисляется до бурого NO2:

2NO + O2 → 2NO2.

Продукт восстановления HNO3 выбирают с учётом металла, концентрации и температуры. Схемы с Cu и NO или NO2 — важные примеры, но их нельзя превращать в универсальное правило для любого металла.

При других условиях возможны иные продукты восстановления азота и их смеси. Поэтому в расчётной задаче должен быть назван продукт либо однозначно задана принятая модель. Водород обычно не является характерным продуктом реакций металлов с HNO3.

Железо, алюминий и хром в холодной концентрированной кислоте могут пассивироваться: поверхностный защитный слой сильно тормозит реакцию. Это не означает, что металл вообще никогда не взаимодействует с азотной кислотой. Нагревание, разбавление и состояние поверхности меняют поведение.

Нитраты в растворе и при нагревании

Обычные нитраты, рассматриваемые в школьной таблице растворимости, растворимы в воде. Формулу соли составляют по зарядам: NaNO3, Ca(NO3)2, Al(NO3)3. Скобки показывают несколько целых нитрат-ионов, а не изменение состава одного иона.

При нагревании нитраты разлагаются, но продукты зависят от катиона. Нельзя выбирать продукты только по наличию группы NO3−; сначала определяют, какую соль рассматривают.

Типичные суммарные уравнения разложения безводных солей при достаточном нагревании:

2KNO3 → 2KNO2 + O2↑.

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2↑ + O2↑.

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2↑ + O2↑.

Нитраты натрия и калия в обычной школьной схеме дают нитрит и кислород. Литий — важное исключение среди щелочных металлов: его нитрат образует оксид, NO2 и O2:

4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2↑ + O2↑.

Для Cu(NO3)2 твёрдый остаток в этой схеме — чёрный CuO, а для AgNO3 — металл. Кристаллогидрат перед этим может терять воду; суммарная формула безводной соли не описывает все промежуточные стадии. На нитрат аммония схему металлических нитратов не переносят: его термическое поведение и опасность требуют отдельного рассмотрения.

От аммиака к азотной кислоте

Промышленная цепочка связывает аммиак, оксиды азота и кислоту. Сначала аммиак каталитически окисляют кислородом при высокой температуре на платиновом катализаторе, обычно с добавкой родия:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.

После окисления NO до NO2 оксиды поглощают водой в присутствии кислорода. Суммарный итог стадии можно записать так:

4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3.

Промышленный процесс включает несколько стадий и возврат газов; суммарное уравнение не означает единственного элементарного столкновения молекул. Нитраты используют, в частности, как удобрения и сырьё химической промышленности; пригодность конкретной соли зависит от катиона и требуемого применения.

Три разобранных примера

1. Одна медь — разные количества газа

В принятой схеме 1 моль Cu с концентрированной HNO3 образует 2 моль NO2, а с разбавленной — 2/3 моль NO. Сначала выбирают уравнение по условию и лишь затем используют коэффициенты. Одинаковая масса меди не гарантирует одинакового количества газообразного продукта.

2. Проверка разложения нитрата

В уравнении разложения 2Cu(NO3)2 слева Cu: 2, N: 4, O: 12. Справа 2CuO содержат два атома O, 4NO2 — восемь, O2 — ещё два. Баланс 12 = 2 + 8 + 2 подтверждает коэффициенты. В нитрате калия другой состав продуктов: KNO2 остаётся солью, а не превращается по этой схеме в калий.

3. Расход кислоты на медь

Пусть 9,6 г Cu полностью реагируют с достаточным количеством разбавленной HNO3 по уравнению с NO. Используем школьные Ar(Cu) = 64, Ar(H) = 1, Ar(N) = 14, Ar(O) = 16:

n(Cu) = 9,6 / 64 = 0,150 моль; M(HNO3) = 63 г/моль.

n(NO) = 0,150 · 2/3 = 0,100 моль; n(HNO3) = 0,150 · 8/3 = 0,400 моль.

m(HNO3) = 0,400 · 63 = 25,2 г.

Найдена масса израсходованной чистой кислоты. Масса её раствора зависит от массовой доли, а взятый избыток может превышать стехиометрический расход.

Частые ошибки

  • Путать нитрат NO3− с нитритом NO2−.
  • Писать H2 как обычный продукт реакции Cu с HNO3.
  • Выбирать NO или NO2, не прочитав условия.
  • Принимать побурение газа на воздухе за доказательство, что первоначально образовался только NO2.
  • Переносить одно уравнение разложения на все нитраты.

Проверьте себя

  1. Каковы степени окисления N в HNO3, NO и NO2?
  2. Запишите полную нейтрализацию Ca(OH)2 азотной кислотой.
  3. Сколько молей O2 получится при полном разложении 0,20 моль KNO3 до нитрита?
  4. Почему для Cu и HNO3 нельзя автоматически записывать водород?
  5. Сколько молей NO и израсходованной HNO3 соответствуют 0,30 моль Cu в принятой схеме с разбавленной кислотой?

Ответы с объяснениями

  1. В HNO3 азот имеет +5, в NO — +2, в NO2 — +4. В реакциях образования этих оксидов из кислоты степень окисления N уменьшается.

  2. Два гидроксид-иона требуют двух протонов:

    Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O.

  3. На два моля KNO3 приходится один моль O2:

    n(O2) = 0,20 / 2 = 0,10 моль.

  4. Азотная кислота окисляет медь с восстановлением азота, например до NO или NO2. Продукты определяются этой окислительной реакцией и условиями, а не общей схемой для металла и неокисляющей кислоты.

  5. Используем коэффициенты 3 : 8 : 2 для Cu, HNO3 и NO:

    n(NO) = 0,30 · 2/3 = 0,20 моль; n(HNO3) = 0,30 · 8/3 = 0,80 моль.

Связанные темы

Азот, аммиак и соли аммония, кислоты, соли, расчёты по уравнениям.

Источники

Кислота, нитраты и условия реакций: учебный материал химического факультета МГУ. Медь и оксиды азота: RSC, Some reactions of nitrogen dioxide и RSC, Top of the Bench 2022. Разложение нитрата меди: задачи и решения химического факультета МГУ. Промышленная цепочка: University of York, Nitric acid. Литий: официальное пособие Chemistry, раздел о термической устойчивости нитратов.