Перегляд вихідного коду сторінки Нітратна кислота

{{Речовина
| назва = Нітратна кислота 
| інші_назви = Азотна кислота (На фотографії зображено концентровану азотну кислоту з розчиненим в ній NO<sub>2</sub>, що утворюється при контакті з відновниками у повітрі. Чиста азотна кислота — безбарвна.)
| зображення = Nitric-acid-2D-dimensions.svg
|   зображення_розмір = 
|   зображення_Alt = Структурна формула азотної кислоти
|   зображення_підпис = Структурна формула азотної кислоти
| зображення1 = Nitric-acid-resonance-A.png
|   зображення_розмір1 = 240
|   зображення_Alt1 =  Резонансна структурна формула
|   зображення_підпис1 = Резонансна структурна формула
| зображення_ліве1 = Nitric acid resonance median.png
|   зображення_ліве_розмір1 = 125
|   зображення_ліве_Alt1 = Резонансна структурна формула
|   зображення_ліве_підпис1 = Резонансна структурна формула
| зображення_праве1 = Nitric-acid-3D-balls-B.png
|   зображення_праве_розмір1 = 115
|   зображення_праве_Alt1 = Тривимірна модель молекули
|   зображення_праве_підпис1 = Тривимірна модель молекули
| зображення_ліве2 = Salpetersaeure.jpg
|   зображення_ліве_Alt2 = 
|   зображення_ліве_підпис2 = 
| зображення_праве2 = Fuming nitric acid 40ml.jpg
|   зображення_праве_розмір2 = 
|   зображення_праве_Alt2 = 
|   зображення_праве_підпис2 = 
| систематична_назва = Нітратна кислота
| поле1 = {{Речовина Ідентифікатори
| абревіатури = 
| номер_CAS = 7697-37-2
|  PubChem = 
| назва_MeSH = 
|  SMILES = 
  }}
| поле2 = {{Речовина Властивості
|   формула    = HNO<sub>3</sub>
|   молярна_маса    = 63,012 г/моль
|   зовнішній_вигляд = 
|   густина = 1,513 г/см³
|   температура_плавлення = -41,59  [[Градус Цельсія|°C]]
|   температура_кипіння = 82,6&nbsp;°C 
|   pKa = -1,64 <ref>{{книга
 |назва    = Справочник химика
 |видання       = 2-е изд., испр
 |відповідальний = Редкол.: Никольский Б.П. и др.
 |місце  = М.,Л.
 |видавництво  = Химия
 |рік   = 1965
 |том           = 3
 |сторінок       = 1008
}}</ref>
}}
| поле3 = {{Речовина Небезпеки
|  ГДК =
|  ГДК_США =
|  ЛД50 =
|  MSDS =
|  ГГС_піктограми =
|  ГГС_фраза =
|  ГГС_застереження =
|  індекс_ЄС = 007-004-00-1
|  клас_ЄС = {{Hazchem C}} {{Hazchem O}} <br/>{{Hazchem T}}
|  фрази_ризику =
|  фрази_безпеки =
|  R/S_фрази =
|  головні_небезпеки =
<!-- NFPA блок -->
|    небезпека_для_здоров'я =
|    вогненебезпечність =
|    реакційна_здатність =
|    інше =
|  температура_спалаху =
|  температура_самозаймання =
|  вибухові_границі =
  }}
}}
'''Азотна кислота, нітратна кислота''' ('''HNO<sub>3</sub>'''; {{lang-uk-old|сирва́сер}}<ref>{{СУМ-11|Сирвасер}}</ref><ref>{{Грінченко|Сирвасер|53978-syrvaser}}</ref>)&nbsp;— сильна одноосновна [[кислота]]. Висококорозійна кислота, реагує з більшістю [[метали|металів]], сильний [[окисник]]. Має тенденцію набувати жовтого відтінку через накопичення [[оксид азоту|оксидів азоту]], при довгому зберіганні. Зазвичай азотна кислота має концентрацію 68&nbsp;%, оскільки саме таким є склад її [[Азеотропна суміш|азеотропної суміші]] з водою (''t''{{su|p=о|b=кип}}&nbsp;=&nbsp;120,7&nbsp;°C). Якщо ж концентрація перевищує 86&nbsp;%, то вона називається димною кислотою. В залежності від кольору «диму» концентрована кислота поділяється на білу та червону в концентрації, більшій за 95&nbsp;%.

== Історія ==

[[Ґляубер Йоганн Рудольф|Р. Дж. Глаубер]] отримав в середині [[17 століття|17-го сторіччя]] чисту нітратну кислоту перегонкою селітри з сірчаною кислотою, зараз цей процес застосовується при лабораторному отриманні кислоти. Якісний склад кислоти вперше визначив [[Антуан Лоран Лавуазьє|А. Лавуазьє]] в 18 сторіччі, який знайшов, що речовина має у своєму складі [[азот]] та [[Кисень|кисень]]. Кількісний склад був визначений [[Генрі Кавендіш]]ем.

Промислове виробництво почалося лише на початку [[19 століття]], коли [[сірчана кислота]] та [[нітрат натрію]] стали доступними в великих кількостях. Сучасний спосіб добування кислоти, каталітичне [[окиснення]] [[аміак]]у на платині, було відкрито Ч.&nbsp;Ф.&nbsp;Кульманом (1838). До винаходу синтетичного [[аміак]]у, названого на честь його першовідкривачів «Аміак [[Фріц Габер|Габер]] і [[Карл Бош|Бош]]», такий спосіб отримання залишався дуже дорогим у порівнянні з добуванням із натрієвої селітри. На початку 20-го століття [[Вільгельм Оствальд]] започаткував виробництво азотної кислоти з аміаку у промислових масштабах. Дешевий спосіб окиснення аміаку в даний час замінив всі інші промислові способи добування нітратної кислоти.

== Промислове виробництво ==
Азотну кислоту отримують шляхом реакції [[діоксид азоту|діоксиду азоту]] (NO<sub>2</SUB>) з [[вода|водою]].
<chem>3NO_2 + H_2O -> 2HNO_3 + NO</chem>
Як правило, [[монооксид азоту]], який утворюється в результаті реакції, знову окиснюється киснем повітря та може бути використаний для отримання додаткового [[діоксид азоту|діоксиду азоту.]]
Майже чиста азотна кислота може бути отримана шляхом реакції [[сірчана кислота|сірчаної кислоти]] з [[нітрат натрію|натрієвою селітрою]].
<chem>2NaNO_3 + H_2SO_4 -> 2 HNO_3 + Na_2_SO_4</chem>
Промислова нітратна кислота містить як правило 52−68&nbsp;% азотної кислоти. У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] при 700−900&nbsp;°C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. [[Каталізатор]]&nbsp;— [[платина|платинова]] сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора [[аміак]] окиснюється до вільного азоту):
<chem>4NH_3 + 5O_2 -> 4NO + 6H_2O</chem>
Одержуваний [[монооксид азоту]] охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:
<chem>2NO + O_2 -> 2NO_2</chem>
Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:
<chem>N_2O_4 + H_2O -> HNO_3 + HNO_2</chem>
[[Нітритна кислота]] нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:
<chem>2HNO_2 -> NO + NO_2 + H_2O</chem>
Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

== Фізичні властивості ==
Нітратна кислота є безбарвною димучою рідиною з їдким запахом, легко розкладається, забарвлюючись у жовтий колір. Густина 1,53&nbsp;г/см³. Кипить при 86&nbsp;°С, замерзає при -41°С. На повітрі HNO<sub>3</sub> «димить» внаслідок притягання її парами вологого повітря і утворення дрібненьких крапельок туману.

Нітратна кислота нестійка і вже під впливом сонячного світла поступово розкладається:
<chem>4HNO_3 -> 4NO_2 + O_2 + 2H_2O</chem>
При нагріванні розкладання її значно прискорюється. Утворюваний [[діоксид азоту]] розчиняється в HNO<sub>3</sub> і надає їй жовтуватого кольору. У водних розчинах нітратна кислота значно стійкіша. З водою HNO<sub>3</sub> змішується в будь-яких співвідношеннях.

Нітратна кислота належить до сильних кислот, у водних розчинах вона практично повністю дисоціює:
<chem>HNO_3 <-> H^+ + NO_3^-</chem>
У продаж нітратна кислота звичайно поступає у вигляді 68%-ного розчину з густиною 1,4&nbsp;г/см³.

== Хімічні властивості ==
Нітратна кислота&nbsp;— дуже сильний [[окисник]]. В концентрованому вигляді окиснює сірку (до H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>), фосфор (до H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), руйнує органічні речовини. Глибина відновлення HNO<sub>3</sub> залежить від її концентрації і активності відновника. Концентрована HNO<sub>3</sub> відновлюється до NO<sub>2</sub>, а розведена&nbsp;— зазвичай до NO. Нітратна кислота взаємодіє майже з усіма металами, за винятком [[золото|золота]], [[платина|платини]] і деяких інших, утворюючи солі&nbsp;— [[нітрати неорганічні|нітрати]]. Так, при дії концентрованої нітратної кислоти на [[мідь]] утворюється [[нітрат міді]], [[діоксид азоту]] і вода:

<chem>Cu + 4HNO_3 -> Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O</chem>

При дії ж розведеної нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, [[монооксид азоту]] (а не діоксид, як при дії концентрованої HNO<sub>3</sub>) і вода:

<chem>3Cu + 8HNO_3 -> 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O</chem>

Дуже активна щодо [[олово|олова]]. Здатна взаємодіяти з ним в розбавленому стані і навіть охолодженою. Продукти цієї реакції [[нітрат амонію]], [[нітрат олова]] та [[вода]]:
<chem>4Sn + 10HNO_3 -> 4Sn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O</chem>

При взаємодії нітратної кислоти з металами [[водень]] не виділяється, як, наприклад, при взаємодії з металами [[Хлоридна кислота|хлоридної]] і розведеної [[Сульфатна кислота|сульфатної]] кислот. Водень не виділяється з HNO<sub>3</sub> навіть активними металами. Так, при дії розведеної HNO<sub>3</sub> на [[магній]] вона відновлюється до [[Оксид азоту (I)|геміоксиду азоту]]:

<chem>4Mg + 10HNO_3 -> 4Mg(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O</chem>

При взаємодії нітратної кислоти з іще активнішими металами вона може відновлюватися навіть до [[аміак]]у, з утворенням [[Нітрат амонію|нітрату амонію]].

Розбавлена нітратна кислота легко реагує з [[алюміній|алюмінієм]] і [[залізо]]м, а концентрована без нагрівання з ними не реагує ([[Пасивація|пасивує]] їх). Це пояснюється тим, що під дією концентрованої HNO<sub>3</sub> на поверхні цих металів утворюється міцний, нерозчинний в HNO<sub>3</sub> шар [[оксид]]у, який ізолює метал від кислоти і тим запобігає його руйнуванню. Завдяки цьому концентровану нітратну кислоту можна зберігати і транспортувати в алюмінієвій і залізній тарі. Нітратна кислота реагує з їдкими лугами з утворенням відповідних нітратів:

<chem>HNO_3 + NaOH -> NaNO_3 + H_2O</chem>

<chem>HNO_3 + KOH -> KNO_3 + H_2O</chem>

Завдяки цьому можна отримати в чистому вигляді деякі селітри.

Нітратна кислота також легко окиснює не тільки метали, а й [[неметали]]. Наприклад, вона легко при нагріванні окиснює [[сірка|сірку]] і [[фосфор]] до [[сульфатна кислота|сульфатної]] і [[фосфатна кислота|фосфатної кислот]]:

<chem>S + 2HNO_3 ->[{t}] H_2SO_4 + 2NO</chem>

<chem>3P + 5HNO_3 + 2H_2O ->[{t}] 3H_3PO_4 + 5NO</chem>

Деякі речовини можуть запалюватись нітратною кислотою і горіти в ній. Так, коли шматочок розжареного [[вугілля]] вкинути в концентровану HNO<sub>3</sub>, він буде горіти у ній яскравим полум'ям, а [[скипидар]] спалахує при дотику з нею. Тому концентрована кислота в пожежному відношенні дуже небезпечна.

Азотна кислота, часто в суміші з сульфатною, взаємодіє з багатьма органічними сполуками, утворюючи [[нітросполуки]] (реакція [[нітрування]]).

== Одержання ==
У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [[повітря]] (метод І.&nbsp;І.&nbsp;Андрєєва) при 700−900&nbsp;°C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. [[Каталізатор]]&nbsp;— [[платина|платинова]] сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):
* 4NH<sub>3</sub> + 5O<sub>2</sub> = 4NO + 6H<sub>2</sub>O
Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:
* 2NO + O<sub>2</sub> = 2NO<sub>2</sub> (⇄ N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)
Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:
* N<sub>2</sub>O<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O = HNO<sub>3</sub> + HNO<sub>2</sub>
Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:
* 2HNO<sub>2</sub> = NO + NO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O
Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією [[Нітрати неорганічні|нітратів]] з концентрованою [[сульфатна кислота|сульфатною кислотою]] при легкому нагріванні, наприклад:
* NaNO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> = HNO<sub>3</sub>↑ +NaHSO<sub>4</sub>

== Застосування ==
Нітратна кислота є одним з найважливіших продуктів [[Хімічна промисловість|хімічної промисловості]]. Вона виробляється у дуже великих кількостях, використовується для виробництва [[азотні добрива|азотних добрив]], у [[кольорова металургія|кольоровій металургії]] для розділення металів, а також хімічній промисловості для виробництва [[пластмаса|пластмас]], [[Вибухові речовини|вибухових речовин]], [[целулоїд]]у і фотокіноплівки, штучного волокна, органічних [[барвник]]ів, лікувальних речовин тощо.

== Див. також ==
* [[Нітрати]]
* [[Царська вода]]
* [[Меланж (окисник)|Меланж]]
* [[Ксантопротеїнова реакція]]

== Примітки ==
{{reflist}}

== Література ==
* {{УРЕ}}
* ''Деркач Ф. А.'' Хімія. Л., 1968.
* {{Глінка Загальна хімія}}
* ''Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л.'' Химические свойства неорганических веществ. М.: «Химия», 2000, с. 480. {{ref-ru}}
* {{ХЭ|1|Азотная кислота|98}}
* Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.&nbsp;М.&nbsp;Литвиненка НАН України, Донецький національний університет&nbsp;— Донецьк: «Вебер», 2008.&nbsp;— 758 с.&nbsp;— ISBN 978-966-335-206-0

== Посилання ==
* [https://vue.gov.ua/Азотна_кислота Азотна кислота] // {{ВУЕ1}}
* [http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/3514/kislota-nitratna КИСЛОТА НІТРАТНА] //[[Фармацевтична енциклопедія]]
[[Категорія:Сполуки азоту]]
[[Категорія:Окисники]]
[[Категорія:Неорганічні кислоти]]
[[Категорія:Фотографічні хімікати]]
[[Категорія:Високонебезпечні речовини]]