Азотная кислота

Азотная кислота HNO\(_3\) — сильная одноосновная кислота, она существует не только в растворах, но и в чистом виде. 100%-я HNO\(_3\) называется дымящая азотная кислота.

Кислотно-основные свойства азотной кислоты

Азотная кислота — бесцветная жидкость, но за счёт частичного разложения с образованием NO\(_2\) приобретает светло-жёлтую окраску: 

4HNO\(_3\) ⇆ 4NO\(_2\) + 2H\(_2\)O + O\(_2\) 

Проявляет свойства типичной сильной кислоты: 

CuO + 2HNO\(_3\) → Cu(NO\(_3\))\(_2\) + H\(_2\)O 

Cu(OH)\(_2\) + 2HNO\(_3\) → Cu(NO\(_3\))\(_2\) + 2H\(_2\)O 

Na\(_2\)CO\(_3\) + 2HNO\(_3\) → 2NaNO\(_3\) + CO\(_2\) + H\(_2\)O

Взаимодействие с металлами

Азотная кислота является очень сильным окислителем, поэтому она способна реагировать даже с металлами, стоящими в ряду активности после водорода, кроме благородных. При взаимодействии азотной кислоты с металлами могут выделяться различные продукты восстановления азота, начиная от аммиака и до оксида азота (IV). Продукт взаимодействия зависит от концентрации кислоты и от восстановительной силы металла.

Pb, Сu, Ag, Hg + HNO\(_3\): 

Ag + 2HNO\(_3\)(конц.) → AgNO\(3\) + NO\(_2\)↑ + H\(_2\)O 

3Cu + 8HNO\(_3\)(разб.) → 3Cu(NO\(_3\))\(_2\) + 2NO ↑ + 4H\(_2\)O

Fe, Cr, Al + HNO\(_3\) (при температуре):

Al + 6HNO\(_3\)(конц.) → Al(NO\(_3\))\(_3\) + 3NO\(_2\)↑ + 3H\(_2\)O 

Fe + 4HNO\(_3\)(разб.) → Fe(NO3\(_3\))\(_3\) + NO↑ + 2H\(_2\)O 

8Al + 30HNO\(_3\)(оч. разб.) → 8Al(NO\(_3\))\(_3\) + 3NH\(_4\)NO\(_3\) + 9H\(_2\)О

Продукты восстановления азота c разб. азотной кислотой необходимо писать по смыслу задания

Zn + HNO\(_3\):

Zn + 4HNO\(_3\)(конц.) → Zn(NO\(_3\))\(_2\) + 2NO\(_2\) + 2H\(_2\)O 

4Zn + 10HNO\(_3\)(оч. разб.) → 4Zn(NO\(_3\))\(_2\) + NH\(_4\)NO\(_3\) + 3H\(_2\)O 

Продукты восстановления азота необходимо писать по смыслу задания 

Ca, Mg + HNO\(_3\): 

4Са + 10HNO\(_3\)(конц.) → 4Са(NO\(_3\))\(_2\) + N\(_2\)O↑ + 5H\(_2\)O 

4Mg + 10HNO\(_3\)(разб.) → 4Mg(NO\(_3\))\(_2\) + NH\(_4\)NO\(_3\) + 3H\(_2\)O 

Важно: при взаимодействии металлов с азотной кислотой водород практически не выделяется.

Взаимодействие с НеМе

Будучи сильным окислителем азотная кислота может реагировать с некоторыми неметаллами, при этом при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с неметаллом выделяется бурый газ, а при взаимодействии с разбавленной кислотой выделяется оксид азота(II): 

6HNO\(_3\)(конц.) + S = H\(_2\)SO\(_4\) + 6NO\(_2\)↑ + 2H\(_2\)O 

5HNO\(_3\)(конц.) + P = H\(_3\)PO\(_4\) + 5NO\(_2\)↑ + H\(_2\)O 

5HNO\(_3\)(разб.) + 3P + 2H\(_2\)O = 3H\(_3\)PO\(_4\) + 5NO 

4HNO\(_3\)(конц.) + C = CO\(_2\) + 4NO\(_2\)↑ + 2H\(_2\)O 

10HNO\(_3\)(конц.) + I\(_2\) = 2HIO\(_3\) + 10NO\(_2\)↑ + 4H\(_2\)O

Важно: с азотной кислотой среди неметаллов реагируют только S, P,C, I\(_2\)

Окислительные свойства азотной кислоты со сложными веществами

Азотная кислота проявляет cильные окислительные свойства и реагирует со всеми типичными восстановителями: 

Соединения, содержащие неметаллы в минимальной с.о.: 

2HNO\(_3\) + 6HCl → 3Cl\(_2\) + 2NO + 4H\(_2\)O – «Царская водка»

2HBr + 2HNO\(_3\)(конц.) → Br\(_2\) + 2NO\(_2\) + 2H\(_2\)O – образуется окрашенное простое вещество 

2HI + 2HNO\(_3\)(конц.) → I\(_2\) + 2NO\(_2\) + 2H\(_2\)O – образуется окрашенное простое вещество 

HI + 6HNO\(_3\)(конц.) → HIO\(_3\) + 6NO\(_2\) + 3H\(_2\)O – образуется кислота 

2NaI + 4HNO\(_3\) → I\(_2\) + 2NO\(_2\) + 2NaNO\(_3\) + 2H\(_2\)O 

H\(_2\)S + 8HNO\(_3\)(конц.) → Н\(_2\)SО\(_4\) + 8NO\(_2\) + 4H\(_2\)O 

CuS + 8HNO\(_3\)(конц.) → CuSO\(_4\) + 8NO\(_2\) + 4H\(_2\)O 

Оксиды, гидроксиды и соли, содержащие элементы в промежуточной с.о.: 

SO\(_2\) + 2HNO\(_3\)(конц.) → H\(_2\)SO\(_4\) + 2NO\(_2\)

Na\(_2\)SO\(_3\) + 2HNO\(_3\)(конц.) → Na\(_2\)SO\(_4\) + 2NO\(_2\) + H\(_2\)O