Азотная кислота и нитраты

Азотная кислота HNO₃ проявляет общие свойства кислот и одновременно является окислителем. Это объясняет, почему она реагирует с медью, а привычная схема «металл + кислота → соль + водород» для неё обычно не подходит. Её соли — нитраты — также требуют внимания к условиям: при нагревании разные нитраты дают разные продукты.

Основной маршрут 8–9 классов: свойства кислоты, условия реакций металлов и нитраты. Углубление 10–11: добавленная карта оксидов, HNO₂/нитриты, поглощение NO₂ и роль O₂. Для неё нужны электронный баланс с учётом среды и перенос протона. Описания ниже — модели для разбора уравнений, а не процедуры получения газов.

Состав, названия и свойства

Азотная кислота HNO₃ — кислородсодержащая одноосновная сильная кислота. Её соли называются нитратами и содержат нитрат-ион NO₃⁻. Степень окисления азота в кислоте и нитрате равна +5.

Чистая азотная кислота — бесцветная жидкость. При хранении на свету и нагревании она может разлагаться, а растворённый NO₂ придаёт ей желтоватую окраску. Это изменение состава, а не обязательный цвет любого раствора HNO₃.

В разбавленном водном растворе передача протона воде практически полная:

HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻.

Обозначение H⁺ в школьных уравнениях означает гидратированный протон. В слове «одноосновная» отражён один отдаваемый протон, а не количество атомов кислорода. Азотистая кислота HNO₂ и её соли нитриты NO₂⁻ — другие вещества; в них степень окисления N равна +3.

HNO₃ едкая, а концентрированные растворы — сильные окислители. Совместимость с материалами и условия работы определяют по инструкции лаборатории и паспорту конкретного реактива. NO и особенно NO₂, встречающиеся в её реакциях, токсичны.

Общие кислотные реакции

Нейтрализация щёлочи образует нитрат и воду:

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O.

На один моль Ca(OH)₂ нужны два моля кислоты:

2HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

Основный оксид также образует соль и воду:

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O.

При взаимодействии с карбонатом в достаточном количестве кислоты выделяется CO₂:

CaCO₃ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + CO₂↑ + H₂O.

В этих реакциях степень окисления азота остаётся +5. Нитрат-ион может быть ионом-наблюдателем. Наличие азотной кислоты в уравнении ещё не означает, что каждое её превращение — окислительно-восстановительное.

Окисление металлов: почему нужны условия

В реакции с медью окислитель — азот в составе кислоты. Для концентрированной кислоты типичная школьная схема такова:

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.

Медь окисляется от 0 до +2, а азот в выделяющемся NO₂ восстанавливается от +5 до +4. Часть нитрат-ионов остаётся в соли и не меняет степень окисления.

Для разбавленной кислоты типичная схема с медью даёт NO:

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

Здесь N восстанавливается до +2. Бесцветный NO на воздухе окисляется до бурого NO₂:

2NO + O₂ → 2NO₂.

Продукт восстановления HNO₃ выбирают с учётом металла, концентрации и температуры. Схемы с Cu и NO или NO₂ — важные примеры, но их нельзя превращать в универсальное правило для любого металла.

При других условиях возможны иные продукты восстановления азота и их смеси. Поэтому в расчётной задаче должен быть назван продукт либо однозначно задана принятая модель. Водород обычно не является характерным продуктом реакций металлов с HNO₃.

Железо, алюминий и хром в холодной концентрированной кислоте могут пассивироваться: поверхностный защитный слой сильно тормозит реакцию. Это не означает, что металл вообще никогда не взаимодействует с азотной кислотой. Нагревание, разбавление и состояние поверхности меняют поведение.

Нитраты в растворе и при нагревании

Обычные нитраты, рассматриваемые в школьной таблице растворимости, растворимы в воде. Формулу соли составляют по зарядам: NaNO₃, Ca(NO₃)₂, Al(NO₃)₃. Скобки показывают несколько целых нитрат-ионов, а не изменение состава одного иона.

При нагревании нитраты разлагаются, но продукты зависят от катиона. Нельзя выбирать продукты только по наличию группы NO₃⁻; сначала определяют, какую соль рассматривают.

Типичные суммарные уравнения разложения безводных солей при достаточном нагревании:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑.

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑.

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑.

Нитраты натрия и калия в обычной школьной схеме дают нитрит и кислород. Литий — важное исключение среди щелочных металлов: его нитрат образует оксид, NO₂ и O₂:

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂↑ + O₂↑.

Для Cu(NO₃)₂ твёрдый остаток в этой схеме — чёрный CuO, а для AgNO₃ — металл. Кристаллогидрат перед этим может терять воду; суммарная формула безводной соли не описывает все промежуточные стадии. На нитрат аммония схему металлических нитратов не переносят: его термическое поведение и опасность требуют отдельного рассмотрения.

От аммиака к азотной кислоте

Промышленная цепочка связывает аммиак, оксиды азота и кислоту. Сначала аммиак каталитически окисляют кислородом при высокой температуре на платиновом катализаторе, обычно с добавкой родия:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O.

После окисления NO до NO₂ оксиды поглощают водой в присутствии кислорода. Суммарный итог стадии можно записать так:

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃.

Промышленный процесс включает несколько стадий и возврат газов; суммарное уравнение не означает единственного элементарного столкновения молекул. Нитраты используют, в частности, как удобрения и сырьё химической промышленности; пригодность конкретной соли зависит от катиона и требуемого применения.

Углубление: карта оксидов азота

У одного элемента есть несколько оксидов, и слово «оксид азота» без формулы недостаточно. Степень окисления помогает расположить их в ряд, а кислотный характер описывает взаимодействия с водой и основаниями. Это связанные, но разные признаки.

Для формулы с несколькими N среднее число не утверждает одинакового окружения каждого атома. Например, +I для N₂O — результат общего счёта 2x − 2 = 0. Состав молекулы и распределение связей требуют отдельной структурной модели. Так же средняя степень азота в NH₄NO₃ не заменяет различия двух ионов.

Формальные связи ангидридов с соответствующими кислотами:

N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂; N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃.

В школьных водных задачах рассматривают раствор HNO₂; он не является устойчивой заменой раствора HNO₃. NO₂ также нельзя отождествлять с нитрит-ионом NO₂⁻: набор атомов одинаков, но заряд и степень окисления N отличаются.

Знак заряда тоже входит в условие

Если формулы похожи, читайте их в два шага: сначала число O, затем заряд всей частицы. Для кислорода здесь принята степень −II. В NO₂ два O дают −4, а вся молекула нейтральна: азоту соответствует +4. В NO₂⁻ те же два O дают −4, но общая сумма должна быть −1, поэтому азоту соответствует уже +3.

Цвет газа и равновесие NO₂/N₂O₄

Бурый NO₂ связан с почти бесцветным димером:

2NO₂ ⇌ N₂O₄.

Димеризация экзотермична: охлаждение равновесной смеси способствует N₂O₄, нагревание — NO₂. При сжатии идеализированной газовой смеси при постоянной температуре равновесие смещается к стороне с меньшим числом молекул. Добавление инертного газа при неизменных объёме и температуре не равно такому сжатию. N остаётся +IV: это не переход NO₂ в нитрат. Ослабление окраски при охлаждении поэтому не доказывает образование кислоты или соли.

Азотистая кислота и нитриты

Нитрит NO₂⁻ содержит N(+III), нитрат NO₃⁻ — N(+V). HNO₂ и HNO₃ — разные кислоты. Отдача протона HNO₂ → NO₂⁻ сохраняет N(+III), а превращение нитрита в нитрат требует окисления.

HNO₂ — слабая неустойчивая кислота. В её водном растворе одновременно важны протолитическое равновесие и возможные дальнейшие превращения. В выбранной водной модели:

HNO₂ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + NO₂⁻.

Растворённый NaNO₂ представлен Na⁺ и NO₂⁻; слабость кислоты не превращает её растворимую соль в слабый электролит. Анион может принимать протон от воды:

NO₂⁻ + H₂O ⇌ HNO₂ + OH⁻.

Поэтому в простой модели без посторонних кислот/оснований раствор нитрита натрия щелочной. Численный pH требует концентрации и констант, а не одного названия соли; метод дан в теме K_a, K_b и количественного гидролиза.

Для неустойчивой HNO₂ один из школьных суммарных вариантов диспропорционирования:

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O.

Один N(+III) отдаёт 2 электрона до +V, два N(+III) принимают по одному до +II. Среднее значение исходной группы сохранено, но отдельные атомы изменили состояние. Это суммарная модель, не единственная элементарная стадия и не обещание одинакового состава любого раствора HNO₂.

NO₂ с водой, щёлочью и кислородом

Разбор А. Два продукта из N(+IV)

Для первичного взаимодействия NO₂ с холодной водой без дополнительного окисления используют упрощённую запись:

2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃.

Один N(+IV) переходит в +III, принимая 1 электрон, второй в +V, отдавая 1. Но HNO₂ может превращаться дальше. Если к трём таким строкам добавить указанное выше разложение 3HNO₂ и сократить общие части, получится другая суммарная запись для заданного результата:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO.

Эти две строки не являются взаимоисключающими правилами «всегда получается ровно так»: они отражают разные уровни учёта промежуточной кислоты и заданных конечных продуктов. Для реального равновесного состава нужны условия, время и сведения об удалении или возврате газов.

Если NO₂ поглощается достаточной щёлочью и по условию дальнейшего окисления нет, обе кислотные формы соответствуют нитриту и нитрату:

2NO₂ + 2OH⁻ → NO₂⁻ + NO₃⁻ + H₂O.

2NO₂ + 2NaOH → NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O.

Заряд −2 с каждой стороны, сохранены 2N, 6O и 2H. Одно NO₂ нельзя без окислителя превратить только в нитрат простой нейтрализацией: N(+IV) должен отдать электрон, и нужен его получатель. Щёлочь здесь обеспечивает среду, а не заменяет такой электронный баланс.

Разбор Б. Где кислород меняет результат

O₂ участвует уже в окислении бесцветного NO до NO₂, показанном выше. При окислительном поглощении водой с достаточно полным доведением азота до +V он входит и в приведённый промышленный суммарный баланс 4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃. На четыре N(+IV→+V) отдаются 4 электрона; одна O₂ принимает их при переходе двух O(0) в O(−II).

Сравним два заданных расчётных пути для 0,0800 моль NO₂. В пути A газ полностью поглощён избытком щёлочи, дополнительное окисление исключено. Получатся по 0,0400 моль NO₂⁻ и NO₃⁻. Расход OH⁻ = 0,0800 моль.

В пути B по условию сначала осуществлено полное окислительное поглощение водой до HNO₃ при достаточном O₂, затем кислота нейтрализована. Нужно 0,0800/4 = 0,0200 моль O₂, получается 0,0800 моль HNO₃, а после нейтрализации — 0,0800 моль NO₃⁻. Расход OH⁻ для нейтрализации снова 0,0800 моль. При одинаковом количестве азота и щёлочи конечные формы различны.

Нейтрализация кислоты на втором шаге пути B не меняет степень окисления N:

HNO₃ + OH⁻ → NO₃⁻ + H₂O.

Сложив уравнения пути B, можно получить формальную общую запись 4NO₂ + O₂ + 4OH⁻ → 4NO₃⁻ + 2H₂O. Она не доказывает, что достаточно подать воздух в любой щелочной абсорбер для быстрого полного исчезновения нитрита. Термодинамический баланс, скорость и действительный путь различаются; в опыте нужны состав газов, среда, время и аналитические данные. Наличие O₂ в условии и полное окисление до нитрата — разные утверждения.

Разбор В. Нитрит принимает или отдаёт электроны

N(+III) — промежуточная степень: роль NO₂⁻ зависит от партнёра и продукта. В кислой модели с перманганатом и заданными продуктами Mn²⁺/NO₃⁻ нитрит отдаёт 2 электрона на N:

NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ (×5).

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (×2).

5NO₂⁻ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 5NO₃⁻ + 2Mn²⁺ + 3H₂O.

Заряд −1 с обеих сторон; NO₂⁻ — восстановитель. Напротив, в кислой модели с Fe²⁺ и продуктом NO N(+III) принимает один электрон:

NO₂⁻ + 2H⁺ + e⁻ → NO + H₂O; Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻.

NO₂⁻ + 2H⁺ + Fe²⁺ → NO + H₂O + Fe³⁺.

Заряд +3 сохранён, нитрит — окислитель, Fe²⁺ — восстановитель. Нельзя назначать роль по слову «кислота», по её силе или по присутствию кислорода в формуле.

Восемь заданий по оксидам и нитритам

1. Найдите формальную/среднюю степень N в N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Какие два оксида несолеобразующие в школьной классификации? Почему это слово не означает химической инертности?
2. Сравните NO₂, NO₂⁻ и NO₃⁻: состав, заряд и степень окисления N. Назовите соли NaNO₂ и Ca(NO₃)₂.
3. Запишите кислотно-основные равновесия HNO₂ в воде и нитрита в воде. Почему раствор NaNO₂ может иметь щелочную среду, хотя его соль — сильный электролит?
4. Проверьте 3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O по атомам и электронам. Какая доля атомов N окисляется, какая восстанавливается в этой модели?
5. 0,0600 моль NO₂ полностью поглощены избытком NaOH; дальнейшее окисление исключено. Найдите количества нитрита/нитрата и расход NaOH. Можно ли записать только NaNO₃, сохранив те же исходные вещества?
6. Для тех же 0,0600 моль NO₂ задан путь полного окислительного поглощения водой до HNO₃, затем нейтрализация. Сколько требуется O₂ и сколько получится нитрата? Если O₂ доступно только 0,0100 моль, достаточно ли его для именно такого полного пути? Других окислителей нет.
7. В кислой модели 0,0250 моль нитрита окисляются до нитрата перманганатом с восстановлением Mn до +II. Сколько MnO₄⁻ требуется? Как изменилась бы роль нитрита в реакции с Fe²⁺ до NO?
8. Бурый газ при охлаждении посветлел, а другая бесцветная газовая проба побурела на воздухе. Назовите две возможные школьные интерпретации. Доказывает ли любое из этих наблюдений, что первоначально получен только NO₂, или что в растворе есть только нитрат?

Ответы к новым заданиям

1. Средние значения соответственно +I, +II, +III, +IV, +V: сумма с кислородом должна давать нуль. N₂O и NO — несолеобразующие; они не дают обычную кислоту простой реакцией с водой. Но NO окисляется кислородом, а N₂O участвует в ОВР: классификация не означает отсутствия химических свойств. Для неэквивалентных N среднее число не описывает каждый атом отдельно.

2. NO₂ — нейтральная молекула, N(+IV); NO₂⁻ — нитрит-ион, N(+III); NO₃⁻ — нитрат-ион, N(+V). Оба аниона имеют заряд −1, хотя число O и степень N разные. NaNO₂ — нитрит натрия, Ca(NO₃)₂ — нитрат кальция; один Ca²⁺ уравновешивают два целых нитрат-иона.

3. HNO₂ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + NO₂⁻; NO₂⁻ + H₂O ⇌ HNO₂ + OH⁻. Растворимая соль сначала распадается на ионы; затем анион участвует в частичном протонном обмене. Возникающие OH⁻ объясняют щелочную среду в заданной модели. Диссоциация соли и гидролиз — разные равновесные вопросы.

4. Слева и справа 3N, 3H, 6O, общий заряд 0. Один N(+III→+V) отдаёт 2e⁻, два N(+III→+II) принимают по 1e⁻. Окисляется 1/3, восстанавливаются 2/3 атомов исходного N. Равенство электронной суммы не превращает суммарную запись в доказанный микромеханизм.

5. Из двух NO₂ образуется по одному аниону каждого вида. Поэтому n(NaNO₂) = n(NaNO₃) = 0,0300 моль, расход NaOH = 0,0600 моль. Без другого получателя электронов перевод всего N(+IV) только в +V нарушил бы электронный баланс; простая замена формулы продукта недопустима.

6. По соотношению 4NO₂:O₂ требуется 0,0600/4 = 0,0150 моль O₂; HNO₃ и затем нитрата получается 0,0600 моль. 0,0100 моль O₂ недостаточно для полного заданного пути. Это не позволяет автоматически вычислить реальный состав всех промежуточных форм: для него нужен расширенный набор условий. Простое присутствие кислорода не доказывает завершения окисления.

7. Каждый нитрит отдаёт 2 электрона, перманганат принимает 5. Нужно 0,0250 · 2/5 = 0,0100 моль MnO₄⁻; нитрит — восстановитель. В реакции до NO он принимает электрон и становится окислителем, а Fe²⁺ окисляется до Fe³⁺. Продукт и партнёр определяют роль.

8. При охлаждении возможно смещение 2NO₂ ⇌ N₂O₄ к димеру без изменения N(+IV). На воздухе бесцветный NO может окисляться:2NO + O₂ → 2NO₂. Первоначальный газ во втором случае мог содержать NO; конечный цвет не определяет единственный исходный продукт. Ни наблюдение газа, ни его обесцвечивание сами по себе не определяют состав нитритов/нитратов в растворе. Нужны условия и аналитические данные.

Три разобранных примера

1. Одна медь — разные количества газа

В принятой схеме 1 моль Cu с концентрированной HNO₃ образует 2 моль NO₂, а с разбавленной — 2/3 моль NO. Сначала выбирают уравнение по условию и лишь затем используют коэффициенты. Одинаковая масса меди не гарантирует одинакового количества газообразного продукта.

2. Проверка разложения нитрата

В уравнении разложения 2Cu(NO₃)₂ слева Cu: 2, N: 4, O: 12. Справа 2CuO содержат два атома O, 4NO₂ — восемь, O₂ — ещё два. Баланс 12 = 2 + 8 + 2 подтверждает коэффициенты. В нитрате калия другой состав продуктов: KNO₂ остаётся солью, а не превращается по этой схеме в калий.

3. Расход кислоты на медь

Пусть 9,6 г Cu полностью реагируют с достаточным количеством разбавленной HNO₃ по уравнению с NO. Используем школьные A_r(Cu) = 64, A_r(H) = 1, A_r(N) = 14, A_r(O) = 16:

n(Cu) = 9,6 / 64 = 0,150 моль; M(HNO₃) = 63 г/моль.

n(NO) = 0,150 · 2/3 = 0,100 моль; n(HNO₃) = 0,150 · 8/3 = 0,400 моль.

m(HNO₃) = 0,400 · 63 = 25,2 г.

Найдена масса израсходованной чистой кислоты. Масса её раствора зависит от массовой доли, а взятый избыток может превышать стехиометрический расход.

Частые ошибки

• Путать нитрат NO₃⁻ с нитритом NO₂⁻.
• Писать H₂ как обычный продукт реакции Cu с HNO₃.
• Выбирать NO или NO₂, не прочитав условия.
• Принимать побурение газа на воздухе за доказательство, что первоначально образовался только NO₂.
• Переносить одно уравнение разложения на все нитраты.

Проверьте себя

1. Каковы степени окисления N в HNO₃, NO и NO₂?
2. Запишите полную нейтрализацию Ca(OH)₂ азотной кислотой.
3. Сколько молей O₂ получится при полном разложении 0,20 моль KNO₃ до нитрита?
4. Почему для Cu и HNO₃ нельзя автоматически записывать водород?
5. Сколько молей NO и израсходованной HNO₃ соответствуют 0,30 моль Cu в принятой схеме с разбавленной кислотой?

Ответы с объяснениями

1. В HNO₃ азот имеет +5, в NO — +2, в NO₂ — +4. В реакциях образования этих оксидов из кислоты степень окисления N уменьшается.

2. Два гидроксид-иона требуют двух протонов:

   Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

3. На два моля KNO₃ приходится один моль O₂:

   n(O₂) = 0,20 / 2 = 0,10 моль.

4. Азотная кислота окисляет медь с восстановлением азота, например до NO или NO₂. Продукты определяются этой окислительной реакцией и условиями, а не общей схемой для металла и неокисляющей кислоты.

5. Используем коэффициенты 3 : 8 : 2 для Cu, HNO₃ и NO:

   n(NO) = 0,30 · 2/3 = 0,20 моль; n(HNO₃) = 0,30 · 8/3 = 0,80 моль.

Связанные темы

Азот, аммиак и соли аммония, кислоты, соли, расчёты по уравнениям.

Источники

Кислота, нитраты и условия реакций: учебный материал химического факультета МГУ. Медь и оксиды азота: RSC, Some reactions of nitrogen dioxide и RSC, Top of the Bench 2022. Разложение нитрата меди: задачи и решения химического факультета МГУ. Промышленная цепочка: University of York, Nitric acid. Литий: официальное пособие Chemistry, раздел о термической устойчивости нитратов.

Оксиды и нитриты сверены с OpenStax 18.7, разделом об оксокислотах азота в 18.9 и Жуковым 16.2. Расчётные пути, схема и новые задания составлены для ChemistryInfo; общие уравнения не выдаются за полный механизм промышленного поглощения. Ограничения вывода о полном окислении нитрита в щёлочи дополнительно проверены по исследованию абсорбции оксидов азота для EPA, с.118–120.

Выбрать другой маршрут курса