Азотна киселина

Шаблон:Химкутия Азотната киселина (HNO₃) е безцветна, димяща с рязък мирис течност, една от най-силните киселини. В природата се среща само свързана, под формата на нейните соли (нитрати). В молекулата на азотната киселина са свързани един водороден, един азотен и три кислородни атома. Връзките са полярни, като най-силно полярна е връзката водород – кислород. Реагира с метали (с изключение на злато и платина), основни оксиди, хидроксиди, като образува нитрати:

$\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}+2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3){\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}+\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{S}+2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\uparrow$

При взаимодействие с метали в повечето случаи не се отделя водород – освен сол се получават азотни оксиди (в зависимост от концентрацията и температурата може да се получат различни продукти).

$3\mathrm{C}\mathrm{u}+8\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶3\mathrm{C}\mathrm{u}(\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3){\phantom{A}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{O}+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Причината за това е, че за разлика от други киселини азотната киселина проявява окислителни свойства. По същата причина концентрираната азотна киселина пасивира желязото, хрома, алуминия и други метали. При това се образува защитен слой от съответния метален оксид, който предотвратява по-нататъшното разтваряне. Изключение правят металите магнезий, калций и манган при реакция със студена, разредена азотна киселина:

$\mathrm{M}\mathrm{g}+2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3){\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\uparrow$

Тъй като среброто се разтваря в азотна киселина, а златото не, киселината може да се използва за разделяне на двата метала. Сместа на азотна киселина със солна киселина, известна още под името „Царска вода“, разтваря дори злато.

За първи път азотна киселина съобщава известния алхимик от 7 век Гебер. Получаването ставало при нагряване на селитра, меден сулфат (син камък) и стипца и кондензация на получените пари. Алтернативно се използвало и наряването с железен сулфат (зелен камък), което давало по-концентрирана киселина. Друг метод за получаване, който се използва в лабораторни уловия е реакцията на нитрати с концентрирана сярна киселина с последваща дестилация на азотната киселина:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\uparrow$

Алхимиците започнали да получават азотна киселина в по-големи количества през 15 век, но за истинско производство може да се говори през 20 век. Шведските (според други източници норвежки) учени Биркиленд и Ейде конструират първия апарат за получаване на азотна киселина. При този процес най-напред се получавал азотен оксид при окислението на азот с кислород във волтова дъга. При охлаждане той се окислявал до азотен диоксид, който се разтварял във вода за да даде азотна киселина. Метода на Биркиленд и Ейде е неефективен и е икономически рентабилен само при наличието на евтина електрическа енергия.

На практика всички съвременни индустриални процеси за получаване на азотна киселина се базират на окислението на амоняк до азотен диоксид (т.нар. метод на Оствалд) и включват следните стъпки:

Окисление на амоняк (NH₃) до NO при t^o = 900 °C и Pt-Rh катализатор:

$4\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+5\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶4\mathrm{N}\mathrm{O}+6\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\mathrm{Q}$

Окисление на NO до NO₂ при t^o = 25 °C:

$2\mathrm{N}\mathrm{O}+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$

Абсорбция на NO₂ във вода до получаването на азотна киселина (HNO₃) и NO:

$3\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{N}\mathrm{O}$

Алтернативно:

$2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+4\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶4\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$

При това получаване азотният диоксид се разтваря частично в течността и придава на киселината жълтокафяв цвят.

Получената по тези методи азотна киселина е най-често разредена, с концентрация 50 до 70%. Това е достатъчно за производството на торове, но в определени случаи е нужна силно концентрирана или безводна киселина (напр. нитриране на органични съединения). Сместа на азотната киселина с вода има ацеотроп при 68 – 69%. По тази причина разредената киселина не може да се концентрира над 69% чрез обикновена дестилация. Концентрирането е възможно ако се използва сярна киселина или магнезиев нитрат, които извличат водата. Друга възможност е получената при окисление на амоняка вода се отдели чрез кондензация. След това азотните оксиди да се разтворят в разредена киселина до получаване на силно концентрирана киселина или до достигане на концентрация над 69%, при което е възможно концентриране чрез обикновена дестилация.

Търговският продукт е воден разтвор с масова част над 65% азотна киселина. Концентрираната азотна киселина е нетрайна и се разлага при обикновени условия, при нагряване или при облъчване от светлина (това е причината за разминаванията в температурата на кипене, цитирана от различни източници):

$2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{Y}{\phantom{A}}^{5+}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}⟶2\mathrm{N}{\phantom{A}}^{4+}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^{2-}\uparrow +\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\frac{1}{2}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0$

Киселината разрушава растителните и животински тъкани (вълна, памук). При взаимодействие с белтъчни вещества се получава вещество с яркожълт цвят (т.нар. ксантопротеинов тест). Затова, ако върху кожата попадне азотна киселина, се получават жълти петна. На въздуха по-концентрираните разтвори на азотната киселина образуват мъгла („димяща азотна киселина“). Това се дължи на взаимодействието на водните пари с отделения азотен диоксид.

Азотната киселина е една от съставките на киселинните дъждове. При всяко горене с излишък на кислород (въздух), особено при много високи температури, се образуват известни количества азотни оксиди. Те от своя страна се разтварят във влагата от въздуха и дават азотна и азотиста киселина. Попадналата в почвата азотна киселина се свързва с намиращите се в нея съединения на натрия, калция, магнезия. Образуваните по този начин нитрати са необходими за жизнената дейност на растенията:

$\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\uparrow +\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

По-големи количества киселини обаче предизвикват вкиселяване на почвата. При определени условия това води до разтваряне на някои тежки метали, които при неутрално pH са неразтворими и не се акумулират в растенията.

Едно от главните приложения на азотната киселина в химическата индустрия е нитрирането на органични съединения. В много от случаите реакцията е обратима и като продукт наред с нитросъединението се получава и вода. За да се измести равновесието надясно е необходимо добавянето на концентрирана сярна киселина или олеум (т.нар. „нитрираща смес“), които свързват химически водата.

Приложение

Производството на азотна киселина се равнява на 26,9 милиона тона (данни за 1987 г.). Използва се за:

• торове (азотни торове, предимно амониев нитрат);
• органични експлозиви и нитросъединения;
• лекарства;
• пластмаси;
• багрила;
• окислител в ракетни горива;
• почистване и гравиране на метали;

Вижте също

• Азотен оксид
• Азотиста киселина
• Нитрати