2) Взаимодействует с неметаллами

При этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

S + HNO₃(конц) → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

S + HNO₃(разб) → H₂SO₄ + NO

P + HNO₃(конц) → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O

P + HNO₃(разб) → H₃PO₄ + NO

C + HNO₃(конц) → CO₂ + NO₂ + H₂O

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

Получение азотной кислоты в промышленности

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

I. Окисление аммиака

NH₃ + O₂→ NO + H₂O Катализатор – платиновая сетка, t = 750 °C

II. Окисление no воздухом

NO + O₂Combin NO₂

III. Поглощение no2 водой

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Полученная кислота имеет концентрацию 40–60 %. Ее перегоняют с серной кислотой – испаряется только HNO₃.

Перевозят и хранят разбавленную азотную кислоту в хромированной стали, концентрированную – в алюминиевой таре.

Применение азотной кислоты

1. В ювелирном деле — основной способ определения золота в золотом сплаве;

2. В производстве минеральных удобрений;

3. В военной промышленности (дымящая — в производстве взрывчатых веществ, как окислитель ракетного топлива, разбавленная — в синтезе различных веществ, в том числе отравляющих);

4. В станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише);

5. В производстве пластмасс, красителей и лекарств (нитроглицерин);

6. Как окислитель в химических синтезах (смесь концентрированной серной и азотной кислот – "нитрующая смесь").

Соли азотной кислоты – нитраты Me(no3)X

Нитраты – белые кристаллические вещества, ВСЕ хорошо растворимы в воде.

Нитраты калия, натрия, кальция, аммония – селитры – используются как удобрения. KNO₃, NH₄NO₃ – в пиротехнике.

Черный порох – это смесь калиевой селитры, древесного угля и серы. Реакция горения черного пороха:

KNO₃ + C + S → KNO₂ + CO₂ + SO₂ побочными продуктами являются K₂SO₄, K₂S, K₂CO₃, CO, N₂

При нагревании все нитраты разлагаются. Состав продуктов разложения зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжения:

NH₄NO₃ Combin N₂O + H₂O взрывается без детонатора

NH₄NO₃ Combin N₂ + H₂O + O₂ взрывается с детонатором

Фосфор p4 физические свойства фосфора

Фосфор существует в виде трех основных аллотропных модификаций (всего их у фосфора около 11):

1 . Белый фосфор – белое кристаллическое вещество со своеобразным запахом.

t_пл = 44 °С, t_кип = 280 °С. Существует в виде молекул Р₄.

Нерастворим в воде. Мягкий. Летучий. Легко воспламеняется (уже при 40 °С). Окисление на воздухе сопровождается свечением. ОЧЕНЬ ЯДОВИТ (даже через кожу)! Он способен аккумулироваться в организме и вызывать некроз костных тканей (особенно челюстей). Смертельная доза – 0,05…0,15 г.

Очень активен химически, поэтому его хранят под водой и в темноте.

Получается при быстром охлаждении паров красного фосфора.

2 . Красный фосфор – красно-фиолетовое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Не токсичен, не светится. Менее реакционноспособен. Воспламеняется только при температуре 210 °С. Обладает полимерной структурой Р_n.

П олучается при длительном (50 ч) нагревании белого фосфора (280 °С).

3. Черный фосфор –наиболее устойчивая форма элемента – черное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь черный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Черный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления черного фосфора – 1000 °С под давлением 18·10⁵ Па. Воспламеняется при температуре 500 °С. Не ядовит, малоактивен.

Получается из белого фосфора при 220 °С и давлении 1,2 ГПа (13000 атм)