No какой оксид кислотный или основной. Оксиды азота и их свойства
ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯЭмпирическая формула. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . NO
Молекулярная масса, кг/кмоль. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30,01
Агрегатное состояние. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . газообразное
Внешний вид. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . бесцветный газ
Запах. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . отсутствует
Применение: для получения NH2OH. Присутствует в отходящих дымовых газах при неполном сгорании топлива.
ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Плотность при 20 °С и давлении 101,3 кПа, кг/м3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . .1,3402
Плотность жидкой фазы при минус 163°С, кг/м3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1332
Температура плавления, °С. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . минус 163,5
Критическая температура, °С. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . минус 93
Критическое давление, МПа. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6,48
Теплота образования, кДж/моль. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .91,26
Константы уравнения Антуана, в температурном интервале минус 233 – минус 178°С,
А. . . . . . . . . . . . . 20,1314
В. . . . . . . . . . . . . 1572,52
С. . . . . . . . . . минус 4,88
Динамическая вязкость, Па?с. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183?10-7
Теплоемкость, Дж/(моль?К) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29,86
Мольный объем в критической точке, см3/моль. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58
:*т- твердое вещество;
Растворимость в воде: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .слабо растворим
Реакционная способность: ниже 1000 0С практически не разлагается. С водой, разбавленными растворами кислот и щелочей не взаимодействует. Растворим в спирте, сероуглероде и серной кислоте. При обычных условиях быстро окисляется до диоксида азота, с повышением температуры скорость реакции уменьшается. Присоединяет галогены с образованием нитрозилгалогенидов (NOHal). С серной кислотой в присутствии воздуха дает нитрозилсерную кислоту (NO)НSО4. Восстанавливается углеродом, фосфором, серой, водородом, металлами, до азота. Окисляется, например, хроматами и перманганатами до азотной кислоты. С солями многих металлов образует нитрозокомплексы.
САНИТАРНО-ГИГИЕНИЧЕСКИЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ
Класс опасности в воздухе рабочей зоны. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
ПДКм.р. в воздухе рабочей зоны (в пересчете на NO2), мг/м3 . . . . . . . . . . . 5,0
Код вещества, загрязняющего атмосферный воздух. . . . . . . . . . . . . . . . . 0304
Класс опасности в атмосферном воздухе. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
ПДКм.р./с.с. в атмосферном воздухе, мг/м3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .0,4/0,06
Воздействие на людей: кровяной яд, оказывает прямое действие на центральную нервную систему.
Меры первой помощи пострадавшим от воздействия вещества: удалить пострадавшего из вредной атмосферы. При нарушении дыхания – кислород. При рефлекторных расстройствах дыхания и сердечной деятельности применяют, так называемую, противодымную смесь (хлороформа 40 ч., 96% этилового спирта 4 ч., серного эфира 20 ч.); к этой смеси добавляют 5 капель нашатырного спирта. При раздражении дыхательных путей - содовые ингаляции, горячее молоко с содой или щелочной минеральной водой. При тяжелом отравлении – госпитализация.
Меры предосторожности: герметизация аппаратуры и коммуникаций, вентиляция помещений. При электро- и газовой сварке внутри аппаратуры, вообще в тесных и замкнутых пространствах, обязательна подача свежего воздуха для вытеснения оксидов азота
Средства защиты: фильтрующий промышленный противогаз. Изолирующие шланговые противогазы с подачей чистого воздуха. Герметичные очки с полумаской. Перчатки резиновые кислотостойкие бесшовные, перхлорвиниловые бесшовные; кислотозащитные рукавицы КР; перчатки, покрытые латексом. Спецодежда, покрытая слоем перхлорвиниловой смолы, или из ткани, обработанной парафино-стеарино-фосфатной эмульсией и латексом СВХ-1. Сапоги, брюки поверх сапог.
ПОЖАРОВЗРЫВООПАСНЫЕ СВОЙСТВА
Группа горючести. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . негорючий, пожароопасный газ
Важнейшие оксиды азота представлены в таблице 1.
Оксид азота (V) представляет собой твёрдое вещество, остальные оксиды при обычных условиях газообразны. Наибольшее практическое значение из них имеют оксид азота (II) и оксид азота (IV). Все оксиды азота ядовиты, за исключением оксида азота (I).
Оксид азота(I) N 2 O. При комнатной температуре N 2 0 - бесцветный газ (t пл = _ 91 °С, t кип = -89 °С) без запаха, сладковатый на вкус, малорастворимый в воде. При вдыхании в небольших количествах N 2 0 вызывает судорожный смех, поэтому его называют «веселящим газом». Молекула N 2 0 линейная, малополярная. Методом валентных связей ее строение описывается с помощью двух резонансных структур:
Связь между атомами азота (0,113 нм) лишь немного длиннее, чем тройная связь в молекуле N 2 (0,110 нм).
Оксид азота(1) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре немного выше температуры его плавления (170 °С):
NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2Н 2 0
Более чистый N 2 0 образуется при сопропорционировании нитрита и соли гидразина или гидроксиламина:
NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2Н 2 0 + NaCl
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, мало растворимый в воде и химически с ней не взаимодействующий. Он легко соединяется с кислородом, образуя оксид азота (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 кДж
Оксид азота (II) получают в лаборатории при действии разбавленной азотной кислоты (ρ = 1,2 г/см 3 , ω=33%) на медь. Уравнение реакции имеет вид:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Молекула NO обладает нечётным числом внешних электронов, следовательно, у неё есть один избыточный электрон. Ненасыщенный характер молекулы NO проявляется в её способности к комплексообразованию с ионами некоторых металлов. Так, при пропускании NO в раствор FeSO 4 последний окрашивается в бурый цвет вследствие образования соединения состава SO 4 . При нагревании это непрочное соединение разлагается.
Оксид азота(II) - типичный восстановитель. Он обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия:
5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0
легко окисляется кислородом:
2NO + 0 2 = 2N0 2
Процесс протекает с очень высокой скоростью, так как обе реагирующие частицы являются радикалами.
Из-за наличия одного неспаренного электрона на разрыхляющей 2π-орбитали для оксида азота (II) характерны процессы одноэлектронного окисления с образованием катиона нитрозила (нитрозония ) N0 + : N0 – е - = N0 + . При этом кратность связи N-О повышается до трех, а ее энергия возрастает от 627 (NО) до 1046 (NO +) кДж/моль. Производными нитрозила являются ковалентные оксигалогениды азота NOX (X - галоген), а также ионные соли, например, перхлорат нитрозония , селенат нитрозония (N0) 2 Se0 4 . Гидросульфат нитрозония получают, пропуская сернистый газ через дымящую азотную кислоту:
HN0 3 + S0 2 =
Другие соли нитрозония также могут быть получены взаимодействием оксидов азота с концентрированными кислотами, например:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + Н 2 0
Соли нитрозония термически неустойчивы, а в присутствии воды необратимо гидролизуются:
2 + Н 2 0 = NO + N0 2 + 2H 2 S0 4
Ковалентный хлорид нитрозила N0C1 - оранжево-красный газ (t пл = -65 °С, t кип = -6 °С), образующийся при хлорировании N0 в присутствии активированного угля:
NO + С1 2 = 2N0C1
при взаимодействии нитрита с хлороводородом:
NaN0 2 + 2НС1 = N0C1 + NaCl + Н 2 0
или при замещении аниона в солях нитрозония:
NaCl = N0C1 + NaHS0 4
Менее характерны для N0 окислительные свойства. Например, при взаимодействии с сильными восстановителями образуется азот:
2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2Н 2 0
На родиевом катализаторе N0 окисляет угарный газ в углекислый:
2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2
Такие катализаторы устанавливают в выхлопных трубах автомобилей во избежание загрязнения атмосферы ядовитыми газами NO x .
При взаимодействии с расплавленной щелочью NO диспропорционирует:
6N0 + 4КОН = N 2 + 4KN0 2 + 2Н 2 0
Оксид азота(III) N 2 0 3 . Это соединение очень неустойчиво и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии (t пл = -100 °С) это вещество окрашено в ярко-синий цвет; выше О °С оно разлагается:
N 2 0 3 =N0 + N0 2
В отличие от N 2 0 и N0 оксид азота (II) - типичный кислотный оксид, в ледяной воде он растворяется с образованием голубого раствора азотистой кислоты;
N 2 0 3 + Н 2 0 = 2HNO 2
При взаимодействии с щелочными растворами N 2 0 3 количественно превращается в нитриты:
N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + Н 2 0
В сильнокислой среде происходит гетеролитический распад связи NO-N0 2 , в результате этого образуются соли нитрозония:
N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + Н 3 0 + + 3HSO 4
При охлаждении до -36 °С эквимолярной смеси оксидов N0 и N0 2 , образующейся при восстановлении 50%-ной HN0 3 оксидом мышьяка (III) или крахмалом, конденсируется N 2 0 3:
2HN0 3 + As 2 0 3 + 2Н 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3
1 / n (C 6 H 10 O 5) n +12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3
Оксиды азота(IV): NO 2 и N 2 0 4 . Оксид азота(IV) в широком интервале температуры существует в виде равновесной смеси мономера N0 2 и димера N 2 0 4 .
Равновесие
2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН = -57,2 кДж/моль
Бурый газ Бесцветный газ
парамагнитен диамагнитен
сильно зависит от температуры. Твердый оксид азота(IV) бесцветный, так как состоит исключительно из молекул N 2 0 4 . При его нагревании до t, w = -12,8 °С появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением температуры по мере увеличения доли мономера в смеси.
Оксид азота(IV) (как мономер, так и димер) хорошо растворим в воде и взаимодействует с ней. Поскольку в водных растворах соединения азота в четных степенях окисления не существуют, происходит диспропорционирование на азотную и азотистую кислоты:
N 2 0 4 + Н 2 0 = HN0 3 + HN0 2
Последняя устойчива лишь на холоде, а при комнатной температуре и выше диспропорционирует на N0 и HN0 3 , поэтому при комнатной и более высоких температурах реакция протекает по уравнению
3N0 2 + Н 2 0 = 2HN0 3 + NO
Однако если через воду пропускать смесь N0 2 и воздуха, то образуется только HN0 3:
2N0 2 + Н 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3
Подобно N0 оксид N 2 0 4 подвержен одноэлектронному окислению с образованием катиона нитроила (нитрония) N0 2 , имеющего линейное строение и изоэлектронного (16 е - на три атома) С0 2 . Нитроил-ион образуется также при самоионизации азотной кислоты:
2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + Н 2 0
Диоксид N0 2 - сильный окислитель, в атмосфере которого горят углерод, сера, многие металлы:
С + 2N0 2 = С0 2 + 2NO
В газовой фазе диоксид азота окисляет хлороводород до хлора:
2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2
Получают N0 2 взаимодействием меди с горячей концентрированной азотной кислотой:
Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0
либо термическим разложением (350-500 °С) тщательно высушенных нитратов тяжелых металлов:
2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
Реакцию проводят в присутствии диоксида кремния, связывающего образующийся оксид свинца в силикат PbSi0 3 , тем самым смещая равновесие вправо.
Оксид азота(IV) образуется также при окислении N0 кислородом:
2NO + 0 2 = 2N0 2 , ΔН° = -114 кДж/моль
Интересно, что эта реакция является обратимой, и при 200°С равновесие существенно смещено влево.
Оксид азота(V) N 2 0 5 . Азотный ангидрид N 2 0 5 образуется в виде летучих (t субл = 32,3 °С) бесцветных гигроскопичных кристаллов при пропускании паров азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора(V):
4HN0 3 + Р 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
Твердый N 2 0 5 построен из ионов N0 2 + и N0 3 - , а в газовой фазе и в растворах состоит из молекул 0 2 N-О-N0 2 . Это вещество очень неустойчиво и в течение нескольких часов распадается (период полураспада 10ч), при нагревании - со взрывом:
2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2
При растворении N 2 0 5 в воде образуется азотная кислота.
Высший оксид азота является сильным окислителем, например:
N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2
В безводных кислотах (серной, азотной, ортофосфорной, хлорной) N 2 0 5 распадается, образуя катион нитрония N0 2:
N 2 0 5 + НСlO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3
Соли нитрония являются сильными окислителями. При попадании в воду они гидролизуются:
N0 2 + C10 4 - + Н 2 0 = HN0 3 + НС10 4
Хлористый нитроил N0 2 C1 (t пл = -145 °С, t кип = -16 °С) - бесцветный газ, образующийся при пропускании хлора над твердым нитратом серебра или при взаимодействии дымящей азотной и хлорсульфоновой кислот:
HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4
В щелочной среде он распадается на гипохлорит и нитрит.
Введение
Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом. Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые - изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота. Вот о них и пойдет речь в сегодняшней статье.
Оксид азота (I)
Формула - N 2 O. Иногда его могут называть оксонитридом азота, оксидом диазота, закисью азота или веселящим газом.
Свойства
В обычных условиях представлен бесцветным газом, имеющим сладковатый запах. Его могут растворять вода, этанол, эфир и серная кислота. Если газобразный оксид одновалентного азота нагреть до комнатной температуры под давлением 40 атмосфер, то он сгущается до бесцветной жидкости. Это несолеобразующий оксид, разлагающийся во время нагревания и показывающий себя в реакциях как восстановитель.
Получение
Этот оксид образуется, когда нагревают сухой Другой способ его получения - термическое разложение смеси "сульфаминовая + азотная кислота".
Применение
Используется в качестве средства для ингаляционного наркоза, пищевая промышленность знает этот оксид как добавку E942. С его помощью также улучшают технические характеристики двигателей внутреннего сгорания.
Оксид азота (II)
Формула - NO. Встречается под названиями монооксида азота, окиси азота и нитрозил-радикала
Свойства
При нормальных условиях имеет вид бесцветного газа, который плохо растворяется в воде. Его трудно сжижить, однако в твердом и жидком состояниях это вещество имеет голубой цвет. Данный оксид может окисляться кислородом воздуха
Получение
Его довольно просто получить, для этого нужно нагреть до 1200-1300 о С смесь азота и кислорода. В лабораторных условиях он образуется сразу при нескольким опытах:
- Реакция меди и 30%-ного раствора азотной кислоты.
- Взаимодействие нитрита натрия и соляной кислоты.
- Реакция азотистой и иодоводородной кислот.
Применение
Это одно из веществ, из которых получают азотную кислоту.
Оксид азота (III)
Формула - N 2 O 3 . Также его могут называть азотистым ангидридом и сесквиоксидом азота.
Свойства
В нормальных условиях является жидкостью, которая имеет синий цвет, а в стандартных - бесцветным газом. Чистый оксид существует только в твердом агрегатном состоянии.
Получение
Образуется при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты и твердого оксида трехвалентного мышьяка (его также можно заменить крахмалом).
Применение
С помощью этого вещества в лабораториях получают и ее соли.
Оксид азота (IV)
Формула - NO 2 . Также его могут называть диоксидом азота или бурым газом.
Свойства
Последнее название соответствует одному из его свойств. Ведь этот оксид имеет вид или красно-бурого газа или желтоватой жидкости. Ему присуща высокая химическая активность.
Получение
Данный оксид получают при взаимодействии азотной кислоты и меди, а также во время термического разложения нитрата свинца.
Применение
С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое и смесевые
Оксид азота (V)
Формула - N 2 O 5 . Может встречаться под названиями пентаоксида диазота, нитрата нитроила или азотного ангидрида.
Свойства
Имеет вид бецветных и очень летучих кристаллов. Они могут плавиться при температуре 32,3 о С.
Получение
Этот оксид образуется при нескольких реакциях:
- Дегидрация азотной кислоты оксидом пятивалентного фосфора.
- Пропускание сухого хлора над
- Взаимодействие озона с оксидом четырехвалентного азота.
Применение
Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.
Заключение
В химии существует девять оксидов азота, приведенные выше являются только классическими соединениями этого элемента. Остальные четыре - это, как уже было сказано, нестабильные вещества. Однако их все объединяет одно свойство - высокая токсичность. Выбросы оксидов азота в атмосферу приводят к ухудшению состояния здоровья живущих поблизости от промышленных химических предприятий людей. Симптомы отравления каким-либо из этих веществ - токсический отек легких, нарушение работы центральной нервной системы и поражение крови, причина которого - связывание гемоглобина. Поэтому с оксидами азота необходимо осторожно обращаться и в большинстве случаев использовать средства защиты.
II Состав и строение HNO3
1. Реакции с металлами. Поскольку атом азота в положительных степенях окисления является окислителем, причем чем выше степень окисления, тем сильнее способность отбирать электроны у других атомов, то с металлами – по сути своей восстановителями – оксиды азота будут реагировать. Продукты при этом могут получаться совсем разные, в зависимости от условий реакции и самого металла. Например, раскаленной меди все оксиды азота отдают кислород, а сами превращаются в простое вещество азот:
По количеству образовавшихся оксида меди и азота можно установить, какой именно из оксидов азота реагировал с медью.
2. Реакции с неметаллами . В первую очередь рассмотрим реакции с кислородом. Здесь между оксидами наблюдается различие, и весьма существенное.
Оксид NO реагирует с кислородом с образованием оксида азота(IV). Реакция обратимая. Причем с повышением температуры скорость этой реакции уменьшается:
2NO + O2 = 2NO2.
Оксид NO2 с кислородом вообще не реагирует.
Озон переводит оба оксида в оксид азота(V).
Оксид азота(II) NO присоединяет озон полностью:
2NO + O3 = N2O5.
Оксид азота(IV) NO2 в реакции с озоном выделяет еще и кислород:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2.
3. Реакции с водой . Оксид NO с водой не реагирует. Оксид NO2 с водой образует две кислоты – азотную (степень окисления азота +5) и азотистую (степень окисления азота +3). В присутствии кислорода оксид NO2 целиком переходит в азотную кислоту:
2NO2 + Н2O = НNО3 + НNO2,
4NO2 + O2 + 2Н2О = 4НNО3.
4. Реакции c кислотами . Ни один из оксидов – NO или NO2 – не реагирует с кислотами.
5. Реакции со щелочами . Оба оксида азота реагируют со щелочами.
Оксид NO образует с щелочью соль азотистой кислоты, оксид азота(I) и азот:
10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.
Оксид NO2 образует с щелочью соли двух кислот – азотной и азотистой:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.
Вернемся к нашей тайне степеней окисления. При переходе кислородных соединений азота из состояния «газ», где свободно можно двигаться, в состояние «водный раствор», где больше толкотни, где процветает коллективизм, где существуют и активно действуют полярные молекулы воды, никто уже не позволит молекуле, атому или иону быть в одиночестве, происходит «смена ориентации». Устойчивыми становятся как раз нечетные степени окисления, как и положено элементу из нечетной группы. (Устойчивыми, правда, относительно. Азотистая кислота, например, может существовать только в растворе, иначе она разлагается. Но кислот, формально соответствующих оксидам азота(II) и (IV), вообще не существует. Все познается в сравнении.)
Интересно, что со щелочами реагирует не только явно кислотный оксид NO2, но и NО – по свойствам и степени окисления некислотный, при этом получаются соединения других степеней окисления – нечетных! Тайна? Вполне!ная кислота, строение молекулы и получение.
Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV.
Физические свойства
Азотная кислота HNO3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:
N2 + O2 грозовые эл.разряды→ 2NO
2NO + O2 → 2NO2
4НNО3 свет→ 4NО2(бурый газ) + 2Н2О + О2
Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.
Получение
1. Лабораторный способ
KNO3 + H2SO4(конц) → KHSO4 + HNO3 (при нагревании)
2. Промышленный способ
Осуществляется в три этапа:
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С)
б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2
2NO + O2 → 2NO2
в) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода
4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3и 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (без избытка кислорода)
Применение