Читайте также:
|
При нагревании аммиак горит в кислороде (зеленым пламенем) с образованием N2 и воды. По этой реакции при формировании земной атмосферы весь NH3, который был когда-то ее основным компонентом, окислился до азота (кислородом, выделявшимся из раскаленных недр Земли).
Однако если процесс проводить в присутствии катализатора (Pt), то окисление аммиака идет до NO. Это используется в производстве азотной кислоты. Образующийся оксид NO (бесцветный газ) затем легко (при об.у.) окисляется кислородом воздуха до NO2 (бурый газ). А диоксид азота реагирует с водой, насыщенной кислородом под давлением 5 МПа, давая 65%-ый раствор HNO3. (Примерно 1/3 промышленного аммиака идет на производство азотной кислоты, ее солей и др.)
Отметим, что прямое окисление N2 кислородом до NO требует или сильного нагрева или применения электрической дуги, что тоже очень дорого. В атмосфере данная реакция осуществляется под действием разрядов (их на Земле ежесекундно происходит около 100). Эти разряды наряду с азобактериями обеспечивают круговорот N в природе (рисунок 5).
Рис. 5. Круговорот азота в природе
Подчеркнем, что диоксид азота, реагируя с водой без кислорода, дисмутирует с образованием смеси азотной и азотистой кислот.
Чистую азотистую кислоту получают гидратацией N2O3, который соответствует этой кислоте по ст.ок. N. Данный оксид образуется охлаждением равномолярной смеси NO и NO2. (Но уже при об.у. N2O3 распадается на исходные оксиды.)
Чистую азотную кислоту можно синтезировать гидратацией N2O5 (твердого вещества), поскольку в нем ст.ок. N та же, что и в азотной кислоте. Но это дорогой способ, т.к. сам оксид азота (V) получают, действуя на NO2 очень сильным, а значит, недешевым окислителем (например, озоном). К тому же, N2O5 легко при об.у. отщепляет кислород, переходя снова в устойчивый диоксид.
Характеристики 3-х наиболее стабильных оксидов азота даны в таблице 4.
Характеристики наиболее устойчивых оксидов азота Таблица 4
| Оксид | Графическая формула | Характеристика оксида | |
| как окислителя | как восстановителя | ||
| N2O[23] | 
| сильный (до N2) | очень слабый (до NO) |
| NO | 
| слабый (до N2) | средний (до NOCl) |
| NO2 | 
| средний (до N2) | слабый (до NO2F) |
Раньше HNO3 получали в промышленности, действуя концентрированной серной кислотой на природную селитру (воздушно-сухую):
.
Однако синтез азотной кислоты из аммиака настолько ее удешевил, что, напротив, стали применять HNO3 в производстве ее солей.
В лаборатории используют готовую (товарную) азотную кислоту или получают реакцией серной кислоты с нитратом бария.
Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 90 | Нарушение авторских прав
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| Соли аммония | | | Свойства и применение |