Получение оксидов и кислот

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%-ный 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 (рис. 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 трех наиболее стабильных оксидов азота даны в табл 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, HNO₃ стали применять в производстве ее солей.

В лаборатории используют готовую (товарную) азотную кислоту или получают реакцией серной кислоты с нитратом бария.