Азотная кислота

Азо́тная кислота́, HNO₃, сильная одноосновная неорганическая кислота; многотоннажный продукт химической промышленности.

Свойства

Бесцветная жидкость; плотность безводной HNO₃ 1513 кг/м³; t_пл –41,59 °C, t_кип 82,6 °C (с разложением). С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях, образует азеотропную смесь (68,4 % по массе HNO₃, t_кип 120,7 °C). Азотная кислота ограниченно растворима в эфире. Концентрированная кислота неустойчива, при нагревании или под действием света разлагается: $$4HNO_3 = 4NO_2+2H_2O+O_2$$Образующийся NO₂ окрашивает кислоту в жёлтый (при высоких концентрациях NO₂ – в красный) цвет и придаёт ей специфический запах. Азотная кислота – сильный окислитель. Под действием азотной кислоты металлы (за исключением Zr, Nb, Rh, Ta, Ir, Pt, Au) превращаются в нитраты или оксиды, сера окисляется до H₂SO₄, фосфор – до H₃PO₄, органические соединения окисляются и нитруются. Многие органические вещества (бумага, масло, древесина, уголь и др.) при воздействии концентрированной HNO₃ воспламеняются. Некоторые металлы (например, Al, Fe), легко растворяющиеся в разбавленной HNO₃, устойчивы к действию концентрированной HNO₃, которая их «пассивирует» в результате образования малорастворимой оксидной плёнки. Смесь концентрированной азотной и соляной кислот (соотношение по объёму 1:3) – т. н. царская водка – растворяет золото и платиновые металлы. Смесь 100%-ной HNO₃ и 96%-ной H₂SO₄ (соотношение по объёму 9:1) называется меланжем. Соли азотной кислоты – нитраты.

Получение

В середине 17 в. И. Глаубер предложил получать азотную кислоту при нагревании до 150 °C калиевой селитры с концентрированной серной кислотой: $KNO_3 + H_2SO_4 = HNO_3 + KHSO$₄. До начала 20 в. этот способ применяли в промышленности, заменяя калиевую селитру более дешёвой природной чилийской селитрой NaNO₃. Современный способ получения 55–58%-ной HNO₃ основан на каталитическом окислении аммиака NH₃ кислородом воздуха. Производство включает: получение NO, окисление его до NO₂, абсорбцию NO₂ водой, очистку отходящих газов от оксидов азота. NO получают окислением аммиака: $4NH_3 + 5O_2 = 4NO + 6H_2O$; в качестве катализатора используют сетку из сплавов Pt (80–95 %) с металлами платиновой группы в сочетании с оксидным неплатиновым катализатором. Окисление NO (по реакции $2NO + O_2 = 2NO_2$) протекает в газовой фазе при охлаждении нитрозных газов (смесь NO и NO₂), полученных на стадии окисления NH₃, при температуре до 160–250 °C. Абсорбцию NO₂ водой ($3NO_2 + H_2O = 2HNO_3 + NO$) осуществляют в тарельчатых колоннах. Очищают отходящие газы путём каталитического восстановления оксидов азота до N₂ аммиаком или природным горючим газом.

Концентрированную азотную кислоту получают двумя способами. Первый способ основан на ректификации тройных смесей, содержащих HNO₃, H₂O и водоотнимающий агент – H₂SO₄ или Mg(NO₃)₂; при этом конденсируются пары 100%-ной HNO₃. Второй способ основан на реакции $2N_2O_4 + 2H_2O + O_2 = 4HNO_3$; при использовании чистого кислорода и давлении около 5 МПа образуется 97–99%-ная HNO₃; при использовании воздуха и при давлении 0,7–1,0 МПа образуется 80–85%-ная HNO₃ и азеотропная смесь HNO₃ с водой. HNO₃ с содержанием примесей менее 1·10^–6 % по массе получают ректификацией 97–98%-ной HNO₃ в аппаратах из силикатного или кварцевого стекла.

Применение

Разбавленная HNO₃ в основном используется в производстве нитрата аммония и комплексных минеральных удобрений, нитратов Na, K, Ca и др., в гидрометаллургии; концентрированная HNO₃ – при получении взрывчатых веществ (ВВ), серной и фосфорной кислот, ароматических нитросоединений, красителей, как компонент ракетного топлива, для травления металлов и др.

Концентрированная HNO₃ при соприкосновении с органическими веществами вызывает пожары и взрывы. Вдыхание паров азотной кислоты приводит к отравлению, попадание концентрированной HNO₃ на кожу вызывает ожоги.

Мировое производство азотной кислоты (в пересчёте на 100%-ную HNO₃) около 750 млн т/год (2020), в том числе 13,8 млн т/год (2020) в РФ.