Как найти формулу азотной кислоты

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота  образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃    +    H₂SO_4(конц)    →    KHSO₄    +    HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется постадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II)  до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO   +    O₂   →    2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

 HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO   +   2HNO₃   →   Cu(NO₃)₂   +   H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃   +   NaOH   →   NaNO₃   +   H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃   +   Na₂CO₃   →  2NaNO₃   +   H₂O   +   CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃  →   4NO₂   +   O₂   +   2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe    +   6HNO_3(конц.)  →   Fe(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

 Al   +   6HNO_3(конц.)   →  Al(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO₃      +   3HCl   +   Au   →   AuCl₃   +   NO   +   2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃       +  4Ca   →    4Ca(NO₃)₂    +    N₂O   +   5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (разб.)}     +    3Cu   →    3Cu(NO₃)₂    +    2NO   +   4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)     +  10Na   →    10NaNO₃    +    N₂   +   6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃       +  4Ca    →   4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃         +  4Zn   →    4Zn(NO₃)₂    +    NH₄NO₃   +   3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO2	образуется N2O	образуется NO	образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃       +   S     →   H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃      +    P   →    H₃PO₄     +   5NO₂    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃     +    C   →   CO₂    +    4NO₂    +    2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃   +   I₂  →   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃     +   SO₂  →   H₂SO₄     +   2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет иодоводород:

6HNO₃   +   HI   →  HIO₃   +   6NO₂   +   3H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃     +   H₂S     →  S    +    2NO₂   +   2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃     +   H₂S     →  H₂SO₄    +    2NO₂   +   2H₂O

8HNO₃     +    CuS   →   CuSO₄    +   8NO₂    +   4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃     +    FeS   →   Fe(NO₃)₃  +   NO    +   S    +   2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Определение и формула

Азотная кислота

Неорганическая сильная одноосновная кислота.

Формула

HNO3HNO_3

Свойства азотной кислоты

Физические свойства

Представляет собой бесцветную жидкость, дымящую на воздухе. С водой смешивается в любых соотношениях. Концентрированной азотной кислотой называют растворы с концентрацией HNO₃, равной 60-70%, «дымящей азотной кислотой» 95-98%-ные растворы азотной кислоты.

Химические свойства

В химических реакциях азотная кислота может выступать в роли сильной одноосновной кислоты, либо окислителя. Азотная кислота высокой концентрации обычно окрашена в бурый цвет за счет присутствия в ней оксида азота (IV), образующегося по уравнению:

4HNO3⟶4NO2↑+2H2O+O24HNO_3 longrightarrow 4NO_2↑+ 2H_2O + O_2↑

Такое же превращение азотная кислота претерпевает при нагревании.

Кислотные свойства

1. Диссоциация в воде

HNO3⟷H++NO3−HNO3 longleftrightarrow H^+ + NO_3^-

1. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

MgO+2HNO3⟶Mg(NO3)2+H2OMgO + 2HNO_3 longrightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2O

ZnO+2HNO3⟶Zn(NO3)2+H2OZnO + 2HNO_3 longrightarrow Zn(NO_3)_2 + H_2O

1. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами

NaOH+HNO3⟶NaNO3+H2ONaOH + HNO_3 longrightarrow NaNO_3 + H_2O

Zn(OH)2+2HNO3⟶Zn(NO3)2+2H2OZn(OH)_2 + 2HNO_3 longrightarrow Zn(NO_3)_2 + 2H_2O

1. Взаимодействие с солями слабых кислот (карбонатами, силикатами)

BaCO3+2HNO3⟶Ba(NO3)2+CO2↑+H2OBaCO_3 + 2HNO_3 longrightarrow Ba(NO_3)_2 + CO_2↑ + H_2O

Окислительные свойства

В азотной кислоте атом азота находится в высшей степени окисления +5, благодаря чему азотная кислота любой концентрации может выступать в роли окислителя. Азот может восстанавливаться до степеней окисления от +4 до -3. Возможные продукты восстановления азотной кислоты при взаимодействии с металлами представлены в таблице 1.

Таблица 1. Типичные продукты восстановления азотной кислоты

Закономерность

Увеличение активности металла и разбавление кислоты способствуют более полному восстановлению азотной кислоты.

1. Взаимодействие с металлами

Железо (Fe), алюминий (Al), хром (Cr) пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой.

Азотная кислота не взаимодействует с золотом, металлами платиновой группы и танталом. В остальных случаях продукты (табл. 2) зависят от концентрации HNO₃:

Таблица 2. Зависимость продуктов реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами от концентрации кислоты и активности металла

1. Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии с неметаллами азотная кислота восстанавливается до NONO или NO2NO_2:

S+6HNO3S + 6HNO_3(конц.) ⟶H2SO4+6NO2↑+2H2Olongrightarrow H_2SO_4 + 6NO_2↑ + 2H_2O

S+2HNO3S + 2HNO_3(разб.) ⟶H2SO4+2NO↑longrightarrow H_2SO_4 + 2NO↑

1. Взаимодействие со сложными веществами-восстановителями

FeS+4HNO3FeS + 4HNO_3(разб.) ⟶Fe(NO3)3+S+NO↑+2H2Olongrightarrow Fe(NO_3)_3 +S + NO↑ + 2H_2O

Взаимодействие с органическими соединениями

Взаимодействие углеводородов с азотной кислотой используется для введения в молекулу органического вещества нитрогруппы –NO2NO_2. В результате нитрования углеводородов образуются нитросоединения.

1. Реакция Коновалова (взаимодействие разбавленной азотной кислоты с алканами):

CH4+HNO3⟶CH3NO2+H2OCH_4 + HNO_3 longrightarrow CH_3NO_2 + H_2O

1. Нитрование аренов

C6H6+HNO3⟶C6H5NO2+H2OC_6H_6 + HNO_3 longrightarrow C_6H_5NO_2 + H_2O

Источники получения

В природе не встречается.

Способом производства является каталитическое окисление синтетического аммиака на платиновом катализаторе до смеси оксидов азота с дальнейшим поглощением их водой:

4NH3+5O2⟶4NO+6H2O4NH_3 + 5O_2 longrightarrow 4NO + 6H_2O

2NO+O2⟶2NO22NO + O_2 longrightarrow 2NO_2

4NO2+O2+2H2O⟶4HNO34NO_2 + O_2 + 2H_2O longrightarrow 4HNO_3

Применение

1. Производство минеральных удобрений (нитратов);
2. органический синтез (получение нитроалканов, анилиза, нитроцеллюлоз, тринитротолуола);
3. производство лекарственных средств (нитроглицерин);
4. военная промышленность (производство взрывчатых веществ, в качестве окислителя ракетного топлива, синтез отравляющих веществ);
5. травление печатных форм в станковой графике;
6. ювелирное дело (определение золота в сплаве).

Тест по теме «Азотная кислота»

Nitric acid

Names
IUPAC name Nitric acid
Other names Aqua fortis Spirit of niter Eau forte Hydrogen nitrate Acidum nitricum
Identifiers
CAS Number	7697-37-2
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image
3DMet	B00068
ChEBI	CHEBI:48107
ChEMBL	ChEMBL1352
ChemSpider	919
ECHA InfoCard	100.028.832
EC Number	231-714-2
Gmelin Reference	1576
KEGG	D02313
MeSH	Nitric+acid
PubChem CID	944
RTECS number	QU5775000
UNII	411VRN1TV4
UN number	2031
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5029685
InChI InChI=1S/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)  Key: GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4) Key: GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYAO
SMILES [N+](=O)(O)[O-] ON(=O)=O
Properties
Chemical formula	HNO3
Molar mass	63.012 g·mol−1
Appearance	Colorless liquid[1]
Odor	Acrid, suffocating[1]
Density	1.51 g/cm3, 1.41 g/cm3 [68% w/w]
Melting point	−42 °C (−44 °F; 231 K)
Boiling point	83 °C (181 °F; 356 K) 68% solution boils at 121 °C (250 °F; 394 K)
Solubility in water	Miscible
log P	−0.13[2]
Vapor pressure	48 mmHg (20 °C)[1]
Acidity (pKa)	−1.4[3]
Conjugate base	Nitrate
Magnetic susceptibility (χ)	−1.99×10−5 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.397 (16.5 °C)
Dipole moment	2.17 ± 0.02 D
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	146 J/(mol·K)[4]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−207 kJ/mol[4]
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H272, H300, H310, H330, H373, H411
Precautionary statements	P210, P220, P260, P305+P351+P338, P310, P370+P378
NFPA 704 (fire diamond)	[5] 3 0 2 OX
Flash point	Non-flammable
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LC50 (median concentration)	138 ppm (rat, 30 min)[1]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 2 ppm (5 mg/m3)[1]
REL (Recommended)	TWA 2 ppm (5 mg/m3) ST 4 ppm (10 mg/m3)[1]
IDLH (Immediate danger)	25 ppm[1]
Safety data sheet (SDS)	ICSC 0183
Related compounds
Other anions	Nitrous acid
Other cations	Sodium nitrate Potassium nitrate Ammonium nitrate
Related compounds	Dinitrogen trioxide Dinitrogen tetroxide Dinitrogen pentoxide Nitrogen oxide Nitrogen monoxide Nitrogen dioxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Nitric acid is the inorganic compound with the formula HNO₃. It is a highly corrosive mineral acid.^[6] The compound is colorless, but older samples tend to be yellow cast due to decomposition into oxides of nitrogen. Most commercially available nitric acid has a concentration of 68% in water. When the solution contains more than 86% HNO₃, it is referred to as fuming nitric acid. Depending on the amount of nitrogen dioxide present, fuming nitric acid is further characterized as red fuming nitric acid at concentrations above 86%, or white fuming nitric acid at concentrations above 95%.

Nitric acid is the primary reagent used for nitration – the addition of a nitro group, typically to an organic molecule. While some resulting nitro compounds are shock- and thermally-sensitive explosives, a few are stable enough to be used in munitions and demolition, while others are still more stable and used as pigments in inks and dyes. Nitric acid is also commonly used as a strong oxidizing agent.

Physical and chemical properties

Commercially available nitric acid is an azeotrope with water at a concentration of 68% HNO₃. This solution has a boiling temperature of 120.5 °C (249 °F) at 1 atm. It is known as «concentrated nitric acid». The azeotrope of nitric acid and water is a colourless liquid at room temperature.

Two solid hydrates are known: the monohydrate HNO₃·H₂O or oxonium nitrate [H₃O]⁺[NO₃]⁻ and the trihydrate HNO₃·3H₂O.

An older density scale is occasionally seen, with concentrated nitric acid specified as 42 Baumé.^[7]

Contamination with nitrogen dioxide

Nitric acid is subject to thermal or light decomposition and for this reason it was often stored in brown glass bottles:

4 HNO₃ → 2 H₂O + 4 NO₂ + O₂

This reaction may give rise to some non-negligible variations in the vapor pressure above the liquid because the nitrogen oxides produced dissolve partly or completely in the acid.

The nitrogen dioxide (NO₂) and/or dinitrogen tetroxide (N₂O₄) remains dissolved in the nitric acid coloring it yellow or even red at higher temperatures. While the pure acid tends to give off white fumes when exposed to air, acid with dissolved nitrogen dioxide gives off reddish-brown vapors, leading to the common names «red fuming nitric acid» and «white fuming nitric acid». Nitrogen oxides (NO_x) are soluble in nitric acid.

Fuming nitric acid

Commercial-grade fuming nitric acid contains 98% HNO₃ and has a density of 1.50 g/cm³. This grade is often used in the explosives industry. It is not as volatile nor as corrosive as the anhydrous acid and has the approximate concentration of 21.4 M.

Red fuming nitric acid, or RFNA, contains substantial quantities of dissolved nitrogen dioxide (NO₂) leaving the solution with a reddish-brown color. Due to the dissolved nitrogen dioxide, the density of red fuming nitric acid is lower at 1.490 g/cm³.

An inhibited fuming nitric acid, either White Inhibited Fuming Nitric Acid (IWFNA), or Red Inhibited Fuming Nitric Acid (IRFNA), can be made by the addition of 0.6 to 0.7% hydrogen fluoride (HF). This fluoride is added for corrosion resistance in metal tanks. The fluoride creates a metal fluoride layer that protects the metal.

Anhydrous nitric acid

White fuming nitric acid, pure nitric acid or WFNA, is very close to anhydrous nitric acid. It is available as 99.9% nitric acid by assay. One specification for white fuming nitric acid is that it has a maximum of 2% water and a maximum of 0.5% dissolved NO₂. Anhydrous nitric acid has a density of 1.513 g/cm³ and has the approximate concentration of 24 molar. Anhydrous nitric acid is a colorless mobile liquid with a density of 1.512 g/cm³ that solidifies at −42 °C (−44 °F) to form white crystals^{[clarification needed]}. As it decomposes to NO₂ and water, it obtains a yellow tint. It boils at 83 °C (181 °F). It is usually stored in a glass shatterproof amber bottle with twice the volume of head space to allow for pressure build up, but even with those precautions the bottle must be vented monthly to release pressure.

Structure and bonding

The two terminal N–O bonds are nearly equivalent and relatively short, at 1.20 and 1.21 Å.^[8] This can be explained by theories of resonance; the two major canonical forms show some double bond character in these two bonds, causing them to be shorter than N–O single bonds. The third N–O bond is elongated because its O atom is bonded to H atom,^[9][10] with a bond length of 1.41 Å in the gas phase.^[8] The molecule is slightly aplanar (the NO₂ and NOH planes are tilted away from each other by 2°) and there is restricted rotation about the N–OH single bond.^[6][11]

Reactions

Acid-base properties

Nitric acid is normally considered to be a strong acid at ambient temperatures. There is some disagreement over the value of the acid dissociation constant, though the pK_a value is usually reported as less than −1. This means that the nitric acid in diluted solution is fully dissociated except in extremely acidic solutions. The pK_a value rises to 1 at a temperature of 250 °C.^[12]

Nitric acid can act as a base with respect to an acid such as sulfuric acid:

HNO₃ + 2 H₂SO₄ ⇌ [NO₂]⁺ + [H₃O]⁺ + 2 HSO−4; Equilibrium constant: K ≈ 22

The nitronium ion, [NO₂]⁺, is the active reagent in aromatic nitration reactions. Since nitric acid has both acidic and basic properties, it can undergo an autoprotolysis reaction, similar to the self-ionization of water:

2 HNO₃ ⇌ [NO₂]⁺ + NO−3 + H₂O

Reactions with metals

Nitric acid reacts with most metals, but the details depend on the concentration of the acid and the nature of the metal. Dilute nitric acid behaves as a typical acid in its reaction with most metals. Magnesium, manganese, and zinc liberate H₂:

Mg + 2 HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂

Mn + 2 HNO₃ → Mn(NO₃)₂ + H₂

Zn + 2 HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H₂

Nitric acid can oxidize non-active metals such as copper and silver. With these non-active or less electropositive metals the products depend on temperature and the acid concentration. For example, copper reacts with dilute nitric acid at ambient temperatures with a 3:8 stoichiometry:

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

The nitric oxide produced may react with atmospheric oxygen to give nitrogen dioxide. With more concentrated nitric acid, nitrogen dioxide is produced directly in a reaction with 1:4 stoichiometry:

Cu + 4 H⁺ + 2 NO−3 → Cu²⁺ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Upon reaction with nitric acid, most metals give the corresponding nitrates. Some metalloids and metals give the oxides; for instance, Sn, As, Sb, and Ti are oxidized into SnO₂, As₂O₅, Sb₂O₅, and TiO₂ respectively.^[13]

Some precious metals, such as pure gold and platinum-group metals do not react with nitric acid, though pure gold does react with aqua regia, a mixture of concentrated nitric acid and hydrochloric acid. However, some less noble metals (Ag, Cu, …) present in some gold alloys relatively poor in gold such as colored gold can be easily oxidized and dissolved by nitric acid, leading to colour changes of the gold-alloy surface. Nitric acid is used as a cheap means in jewelry shops to quickly spot low-gold alloys (< 14 karats) and to rapidly assess the gold purity.

Being a powerful oxidizing agent, nitric acid reacts with many non-metallic compounds, sometimes explosively. Depending on the acid concentration, temperature and the reducing agent involved, the end products can be variable. Reaction takes place with all metals except the noble metals series and certain alloys. As a general rule, oxidizing reactions occur primarily with the concentrated acid, favoring the formation of nitrogen dioxide (NO₂). However, the powerful oxidizing properties of nitric acid are thermodynamic in nature, but sometimes its oxidation reactions are rather kinetically non-favored. The presence of small amounts of nitrous acid (HNO₂) greatly increases the rate of reaction.^[13]

Although chromium (Cr), iron (Fe), and aluminium (Al) readily dissolve in dilute nitric acid, the concentrated acid forms a metal-oxide layer that protects the bulk of the metal from further oxidation. The formation of this protective layer is called passivation. Typical passivation concentrations range from 20% to 50% by volume (see ASTM A967-05^{[where?][clarification needed]}). Metals that are passivated by concentrated nitric acid are iron, cobalt, chromium, nickel, and aluminium.^[13]

Reactions with non-metals

Being a powerful oxidizing acid, nitric acid reacts with many organic materials, and the reactions may be explosive. The hydroxyl group will typically strip a hydrogen from the organic molecule to form water, and the remaining nitro group takes the hydrogen’s place. Nitration of organic compounds with nitric acid is the primary method of synthesis of many common explosives, such as nitroglycerin and trinitrotoluene (TNT). As very many less stable byproducts are possible, these reactions must be carefully thermally controlled, and the byproducts removed to isolate the desired product.

Reaction with non-metallic elements, with the exceptions of nitrogen, oxygen, noble gases, silicon, and halogens other than iodine, usually oxidizes them to their highest oxidation states as acids with the formation of nitrogen dioxide for concentrated acid and nitric oxide for dilute acid.

C (graphite) + 4 HNO₃ → CO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O

3 C (graphite) + 4 HNO₃ → 3 CO₂ + 4 NO + 2 H₂O

Concentrated nitric acid oxidizes I₂, P₄, and S₈ into HIO₃, H₃PO₄, and H₂SO₄, respectively.^[13] Although it reacts with graphite and amorphous carbon, it does not react with diamond; it can separate diamond from the graphite that it oxidizes.^[14]

Xanthoproteic test

Nitric acid reacts with proteins to form yellow nitrated products. This reaction is known as the xanthoproteic reaction. This test is carried out by adding concentrated nitric acid to the substance being tested, and then heating the mixture. If proteins that contain amino acids with aromatic rings are present, the mixture turns yellow. Upon adding a base such as ammonia, the color turns orange. These color changes are caused by nitrated aromatic rings in the protein.^[15][16] Xanthoproteic acid is formed when the acid contacts epithelial cells. Respective local skin color changes are indicative of inadequate safety precautions when handling nitric acid.

Production

Nitric acid is made by reaction of nitrogen dioxide (NO₂) with water.

4 NO₂ + 2 H₂O → 2 HNO₃ + NO + NO₂ + H₂O

The net reaction is:

3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO

Normally, the nitric oxide produced by the reaction is reoxidized by the oxygen in air to produce additional nitrogen dioxide.

Bubbling nitrogen dioxide through hydrogen peroxide can help to improve acid yield.

2 NO₂ + H₂O₂ → 2 HNO₃

Commercial grade nitric acid solutions are usually between 52% and 68% nitric acid. Production of nitric acid is via the Ostwald process, named after German chemist Wilhelm Ostwald. In this process, anhydrous ammonia is oxidized to nitric oxide, in the presence of platinum or rhodium gauze catalyst at a high temperature of about 500 K (227 °C; 440 °F) and a pressure of 9 standard atmospheres (910 kPa).

4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g) (ΔH = −905.2 kJ/mol)

Nitric oxide is then reacted with oxygen in air to form nitrogen dioxide.

2 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g) (ΔH = −114 kJ/mol)

This is subsequently absorbed in water to form nitric acid and nitric oxide.

3 NO₂(g) + H₂O(l) → 2 HNO₃(aq) + NO(g) (ΔH = −135.74 kJ/mol)

The nitric oxide is cycled back for reoxidation. Alternatively, if the last step is carried out in air:

4 NO₂(g) + O₂(g) + 2 H₂O(l) → 4 HNO₃(aq)

The aqueous HNO₃ obtained can be concentrated by distillation up to about 68% by mass. Further concentration to 98% can be achieved by dehydration with concentrated H₂SO₄. By using ammonia derived from the Haber process, the final product can be produced from nitrogen, hydrogen, and oxygen which are derived from air and natural gas as the sole feedstocks.^[17]

Laboratory synthesis

In the laboratory, nitric acid can be made by thermal decomposition of copper(II) nitrate, producing nitrogen dioxide and oxygen gases, which are then passed through water to give nitric acid.

2 Cu(NO₃)₂ → 2 CuO + 4 NO₂ + O₂

Then, following the Ostwald process:

2 NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃

Alternatively, the reaction of equal moles of any nitrate salt such as sodium nitrate with sulfuric acid (H₂SO₄), and distilling this mixture at nitric acid’s boiling point of 83 °C. A nonvolatile residue of the metal hydrogen sulfate remains in the distillation vessel. The red fuming nitric acid obtained may be converted to the white nitric acid.^[10]

NaNO₃ + H₂SO₄ → HNO₃ + NaHSO₄

The dissolved NO_x is readily removed using reduced pressure at room temperature (10–30 minutes at 200 mmHg or 27 kPa) to give white fuming nitric acid. This procedure can also be performed under reduced pressure and temperature in one step in order to produce less nitrogen dioxide gas.^[18]

Dilute nitric acid may be concentrated by distillation up to 68% acid, which is a maximum boiling azeotrope. In the laboratory, further concentration involves distillation with either sulfuric acid or magnesium nitrate, which serve as dehydrating agents. Such distillations must be done with all-glass apparatus at reduced pressure, to prevent decomposition of the acid. Industrially, highly concentrated nitric acid is produced by dissolving additional nitrogen dioxide in 68% nitric acid in an absorption tower.^[19] Dissolved nitrogen oxides are either stripped in the case of white fuming nitric acid, or remain in solution to form red fuming nitric acid. More recently, electrochemical means have been developed to produce anhydrous acid from concentrated nitric acid feedstock.^[20]

Uses

The main industrial use of nitric acid is for the production of fertilizers. Nitric acid is neutralized with ammonia to give ammonium nitrate. This application consumes 75–80% of the 26 million tonnes produced annually (1987). The other main applications are for the production of explosives, nylon precursors, and specialty organic compounds.^[21]

Precursor to organic nitrogen compounds

In organic synthesis, industrial and otherwise, the nitro group is a versatile functional group. A mixture of nitric and sulfuric acids introduces a nitro substituent onto various aromatic compounds by electrophilic aromatic substitution. Many explosives, such as TNT, are prepared this way:

C₆H₅CH₃ + 3 HNO₃ → C₆H₂(NO₂)₃CH₃ + 3 H₂O

Either concentrated sulfuric acid or oleum absorbs the excess water.

H₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂SO₄

The nitro group can be reduced to give an amine group, allowing synthesis of aniline compounds from various nitrobenzenes:

Use as an oxidant

The precursor to nylon, adipic acid, is produced on a large scale by oxidation of «KA oil»—a mixture of cyclohexanone and cyclohexanol—with nitric acid.^[21]

Rocket propellant

Nitric acid has been used in various forms as the oxidizer in liquid-fueled rockets. These forms include red fuming nitric acid, white fuming nitric acid, mixtures with sulfuric acid, and these forms with HF inhibitor.^[22] IRFNA (inhibited red fuming nitric acid) was one of three liquid fuel components for the BOMARC missile.^[23]

Niche uses

Metal processing

Nitric acid can be used to convert metals to oxidized forms, such as converting copper metal to cupric nitrate. It can also be used in combination with hydrochloric acid as aqua regia to dissolve noble metals such as gold (as chloroauric acid). These salts can be used to purify gold and other metals beyond 99.9% purity by processes of recrystallization and selective precipitation. Its ability to dissolve certain metals selectively or be a solvent for many metal salts makes it useful in gold parting processes.

Analytical reagent

In elemental analysis by ICP-MS, ICP-AES, GFAA, and Flame AA, dilute nitric acid (0.5–5.0%) is used as a matrix compound for determining metal traces in solutions.^[24] Ultrapure trace metal grade acid is required for such determination, because small amounts of metal ions could affect the result of the analysis.

It is also typically used in the digestion process of turbid water samples, sludge samples, solid samples as well as other types of unique samples which require elemental analysis via ICP-MS, ICP-OES, ICP-AES, GFAA and flame atomic absorption spectroscopy. Typically these digestions use a 50% solution of the purchased HNO₃ mixed with Type 1 DI Water.

In electrochemistry, nitric acid is used as a chemical doping agent for organic semiconductors, and in purification processes for raw carbon nanotubes.

Woodworking

In a low concentration (approximately 10%), nitric acid is often used to artificially age pine and maple. The color produced is a grey-gold very much like very old wax- or oil-finished wood (wood finishing).^[25]

Etchant and cleaning agent

The corrosive effects of nitric acid are exploited for some specialty applications, such as etching in printmaking, pickling stainless steel or cleaning silicon wafers in electronics.^[26]

A solution of nitric acid, water and alcohol, nital, is used for etching metals to reveal the microstructure. ISO 14104 is one of the standards detailing this well known procedure.

Nitric acid is used either in combination with hydrochloric acid or alone to clean glass cover slips and glass slides for high-end microscopy applications.^[27] It is also used to clean glass before silvering when making silver mirrors.^[28]

Commercially available aqueous blends of 5–30% nitric acid and 15–40% phosphoric acid are commonly used for cleaning food and dairy equipment primarily to remove precipitated calcium and magnesium compounds (either deposited from the process stream or resulting from the use of hard water during production and cleaning). The phosphoric acid content helps to passivate ferrous alloys against corrosion by the dilute nitric acid.^{[citation needed]}

Nitric acid can be used as a spot test for alkaloids like LSD, giving a variety of colours depending on the alkaloid.^[29]

Nuclear fuel reprocessing

Nitric acid plays a key role in PUREX and other nuclear fuel reprocessing methods, where it can dissolve many different actinides. The resulting nitrates are converted to various complexes that can be reacted and extracted selectively in order to separate the metals from each other.

Safety

Nitric acid is a corrosive acid and a powerful oxidizing agent. The major hazard posed by it is chemical burns, as it carries out acid hydrolysis with proteins (amide) and fats (ester), which consequently decomposes living tissue (e.g. skin and flesh). Concentrated nitric acid stains human skin yellow due to its reaction with the keratin. These yellow stains turn orange when neutralized.^[30] Systemic effects are unlikely, and the substance is not considered a carcinogen or mutagen.^[31]

The standard first-aid treatment for acid spills on the skin is, as for other corrosive agents, irrigation with large quantities of water. Washing is continued for at least 10–15 minutes to cool the tissue surrounding the acid burn and to prevent secondary damage. Contaminated clothing is removed immediately and the underlying skin washed thoroughly.

Being a strong oxidizing agent, nitric acid can react violently with many compounds.

Use in acid attacks

Nitric acid is one of the most common types of acid used in acid attacks.^[32]

History

The discovery of mineral acids such as nitric acid is generally believed to go back to 13th-century European alchemy.^[33] It has sometimes been claimed that nitric acid occurs in various earlier Arabic works such as the Ṣundūq al-ḥikma («Chest of Wisdom») attributed to Jabir ibn Hayyan or the Taʿwīdh al-Ḥākim attributed to the Fatimid caliph al-Hakim bi-Amr Allah,^[34] but the conventional view is that nitric acid was first described in pseudo-Geber’s De inventione veritatis («On the Discovery of Truth», after c. 1300).^[35] Descriptions of nitric acid are also found in works falsely attributed to Albert the Great and Ramon Llull, who prepared it by distilling a mixture containing niter and green vitriol and called it «eau forte» (aqua fortis).^[36][37]

In the 17th century, Johann Rudolf Glauber devised a process to obtain nitric acid by distilling potassium nitrate with sulfuric acid. In 1776 Antoine Lavoisier cited Joseph Priestley’s work to point out that it can be converted from nitric oxide (which he calls «nitrous air»), «combined with an approximately equal volume of the purest part of common air, and with a considerable quantity of water.»^[38][a] In 1785 Henry Cavendish determined its precise composition and showed that it could be synthesized by passing a stream of electric sparks through moist air.^[36] In 1806, Humphry Davy reported the results of extensive distilled water electrolysis experiments concluding that nitric acid was produced at the anode from dissolved atmospheric nitrogen gas. He used a high voltage battery and non-reactive electrodes and vessels such as gold electrode cones that doubled as vessels bridged by damp asbestos.^[39]

The industrial production of nitric acid from atmospheric air began in 1905 with the Birkeland–Eyde process, also known as the arc process.^[40] This process is based upon the oxidation of atmospheric nitrogen by atmospheric oxygen to nitric oxide with a very high temperature electric arc. Yields of up to approximately 4–5% nitric oxide were obtained at 3000 °C, and less at lower temperatures.^[40][41] The nitric oxide was cooled and oxidized by the remaining atmospheric oxygen to nitrogen dioxide, and this was subsequently absorbed in water in a series of packed column or plate column absorption towers to produce dilute nitric acid. The first towers bubbled the nitrogen dioxide through water and non-reactive quartz fragments. About 20% of the produced oxides of nitrogen remained unreacted so the final towers contained an alkali solution to neutralize the rest.^[42] The process was very energy intensive and was rapidly displaced by the Ostwald process once cheap ammonia became available.

Another early production method was invented by French engineer Albert Nodon around 1913. His method produced nitric acid from electrolysis of calcium nitrate converted by bacteria from nitrogenous matter in peat bogs. An earthenware pot surrounded by limestone was sunk into the peat and staked with tarred lumber to make a compartment for the carbon anode around which the nitric acid is formed. Nitric acid was pumped out from an earthenware^[43] pipe that was sunk down to the bottom of the pot. Fresh water was pumped into the top through another earthenware pipe to replace the fluid removed. The interior was filled with coke. Cast iron cathodes were sunk into the peat surrounding it. Resistance was about 3 ohms per cubic meter and the power supplied was around 10 volts. Production from one deposit was 800 tons per year.^[43][44]

Once the Haber process for the efficient production of ammonia was introduced in 1913, nitric acid production from ammonia using the Ostwald process overtook production from the Birkeland–Eyde process. This method of production is still in use today.

Notes

References

External links

• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• National Pollutant Inventory – Nitric Acid Fact Sheet
• Calculators: surface tensions, and densities, molarities and molalities of aqueous nitric acid

Эта статья включает описание термина «Меланж»; см. также другие значения.

Азотная кислота
Общие
Систематическое наименование	азотная кислота
Хим. формула	HNO3
Физические свойства
Состояние	жидкость
Молярная масса	63.012 г/моль
Плотность	1,513 г/см³
Термические свойства
Т. плав.	-41,59 °C
Т. кип.	82,6 °C
Мол. теплоёмк.	109,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования	-174,1 кДж/моль
Энтальпия плавления	10,47 кДж/моль
Энтальпия кипения	39,1 кДж/моль
Энтальпия растворения	-33,68 кДж/моль
Давление пара	56 гПА
Химические свойства
pKa	-1,64 [1]
Растворимость в воде	смешивается
Оптические свойства
Показатель преломления	1.397
Структура
Дипольный момент	2.17 ± 0.02 Д
Классификация
Рег. номер CAS	7697-37-2
PubChem	944
Рег. номер EINECS	231-714-2
SMILES	O[N+](=O)[O-]
InChI	1S/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4) GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYSA-N
Рег. номер EC	231-714-2
RTECS	QU5775000
ChemSpider	919
Безопасность
ЛД50	430 мг/кг
Токсичность	0 4 0 OX
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Азо́тная кислота́ (HNO₃) — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t_кип120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O).

Физические и физико-химические свойства[править | править вики-текст]

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен^[2], степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении) с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. Водные растворы HNO₃ с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d₂₀ = 1,41 г/см, T_кип = 120,7 °C)

При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

• моногидрат HNO₃·H₂O, T_пл = −37,62 °C
• тригидрат HNO₃·3H₂O, T_пл = −18,47 °C

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

• моноклинная, пространственная группа P 2₁/a, a = 1,623 нм, b = 0,857 нм, c = 0,631, β = 90°, Z = 16;
• ромбическая

Моногидрат образует кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа P na2, a = 0,631 нм, b = 0,869 нм, c = 0,544, Z = 4;

Плотность водных растворов азотной кислоты как функция её концентрации описывается уравнением

где d — плотность в г/см³, с — массовая доля кислоты. Данная формула плохо описывает поведение плотности при концентрации более 97 %.

Химические свойства[править | править вики-текст]

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять без разложения только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO₃ взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO₃

Разбавленная HNO₃

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO₂, N₂O, N₂ и NH₄NO₃.

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

и сложные вещества, например:

Некоторые органические соединения (например амины, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

Нитраты[править | править вики-текст]

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

г) нитрат аммония:

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH₃:

Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Исторические сведения[править | править вики-текст]

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана в трактатах Джабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры, что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубера применялся до начала XX века, причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова азотную кислоту называли крепкой водкой.

Промышленное производство, применение и действие на организм[править | править вики-текст]

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

Производство азотной кислоты[править | править вики-текст]

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

Все три реакции — экзотермические, первая — необратимая, остальные — обратимые^[3]. Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Для получения концентрированной азотной кислоты либо смещают равновесие в третьей реакции путём повышения давления до 50 атмосфер, либо в разбавленную азотную кислоту добавляют серную кислоту и нагревают, при этом азотная кислота, в отличие от воды и серной кислоты, испаряется^[4].

Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Применение[править | править вики-текст]

• в производстве минеральных удобрений;
• в военной промышленности (дымящая — в производстве взрывчатых веществ, как окислитель ракетного топлива, разбавленная — в синтезе различных веществ, в том числе отравляющих);
• крайне редко в фотографии — разбавленная — подкисление некоторых тонирующих растворов^[5];
• в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
• в производстве красителей и лекарств (нитроглицерин)
• в ювелирном деле — основной способ определения золота в золотом сплаве;
• в основном органическом синтезе (нитроалканы, анилин, нитроцеллюлоза, тротил…)

Действие на организм[править | править вики-текст]

Азотная кислота по степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Её пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже долгозаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией. При нагреве или под действием света кислота разлагается с образованием высокотоксичного диоксида азота NO₂ (газа бурого цвета). ПДК для азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по NO₂ 2 мг/м^3[6].

Юникод[править | править вики-текст]

В Юникоде есть алхимический символ азотной кислоты (лат. Aqua fortis).

Кодировка по Unicode и HTML

Графема	Unicode	HTML
Код	Название	Шестнадцатеричное	Десятичное	Мнемоника
🜅	U+1F705	ALCHEMICAL SYMBOL FOR AQUAFORTIS	🜅	🜅	—

См. также[править | править вики-текст]

• Красная дымящая азотная кислота

Примечания[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

• Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М.: Просвещение, 1976. — 2 350 000 экз.
• Энциклопедический словарь юного химика, Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — 2-е издание, М., 1990.
• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001

Ссылки[править | править вики-текст]

• Азотная кислота // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Азотная кислота — Статья из Химической энциклопедии

Производные латинской буквы F, f
Буквы	Ḟḟ • Ƒƒ •  • ᶂ • F́f́ • F̀f̀ • F̄f̄ • F̧f̧ • ꜰ • Ꞙꞙ •  • ꟻ • ꬵ • Ⅎⅎ • ʩ • ff • fi • ffi • fl • ffl • Ꝼꝼ
Символы	ƒ • ₣ • ℉ • ℱ • 🜅