15 skupina N... Flashcards
Tvorba vezi 15. skupine
1.Sprejem treh elektronov je je močno endotermen (za N3-iz N 2093 kJ/mol, iz N2 še dodatnih 944,7 kJ/mol, za P3-iz P 1460 kJ/mol) in je možen le pri N in P
(nitridi in fosfidi) pri reakcijah z najmanj elektronegativnimi elementi (Li, Mg, Na).
2.Oddaja treh elektronov je tudi močno endotermna - znana le pri Sb in Bi v nekaterih trdnih spojinah in v raztopinah pri pH pod 0.8.
- Tvorba treh kovalentnih vezi je pogosta (piramidalne molekule), podobno kot v 16. skupini je navadno kot med vezmi pri dušiku malo manjši kot 109 º (sp3
hibridizacija) , pri drugih elementih pa blizu 90 º (vezi preko p orbital).
4.Tvorba več kovalentnih vezi: N največ 4, P in As v oksospojinah največ 5 (koordinacija do 4), v halogenidih do 6, antimon in bizmut v oksospojinah največ 6, v halogenidih 5 ali 6. Vezi so lahko večkratne (dvojne, trojne).
Tvorba več kovalentnih vezi-15. skupina
NH4+, NR4+ - sp3 hibridizacija, tetraedična zgradba
V N2, N2O, NO2… močne vezi pp-p
HNO3 je planarna, sp2 hibridizacija, pp-p vez, tudi nitratni ion je planaren, vse vezi v ionu so enako dolge.
Fosforjeve kisline in fosfati, primeri: H3PO5, H3PO3
(H2PHO3), H3PO2(HPH2O2)
As podobno kot P, Sb in Bi lahko s halogeni tudi 5 in 6-števna koordinacija
pomen oksidacijskih števil 15. skupine
Spojine z oksidacijskim številom +5 so najbolj obstojne pri fosforju, obstojnost oksidacijskega števila +3 narašča po skupini navzdol (promocija s elektrona se manj kompenzira z nastankom vezi).
Po skupini navzdol narašča kovinski značaj elementov– to se kaže tako v strukturah elementov, kot v lastnostih spojin
– na primer oksidi N, P, As, Sb z oksidacijskimi števili +3 in +5 tvorijo z vodo kisline, katerih jakost pada po skupini navzdol, Bi2O3 je bazičen.
Viri in pridobivanje elementov 15. skupine- N in P
V dostopnem delu Zemlje je 0.33% N, 7•10-2% P, 3•10-4% As, 3•10-5 % Sb in 1•10-6% Bi.
Po dva izotopa imata le N (14 in 15) in Sb (121 in 123)
Glavni vir dušika je zrak, pomembna so tudi nahajališča nitratov (NaNO3 in KNO3- čilski in
norveški soliter). Je tudi v premogu in nafti.
Industrijsko ga pridobivamo iz tekočega zraka (ali z odvzemom kisika iz zraka – glej
pridobivanje amonijaka),
v laboratoriju pa s segrevanjem NH4NO2
:
NH4NO2 → N2+ 2H2O.
Fosfor se večinoma nahaja v apatitih (Ca5(PO4)3X (X=OH, F, ali Cl) in fosfatih (živalski izvor –
kosti, beljakovine, guano - ptičji iztrebki), pridobivamo ga pri visoki temperaturi (1400ºC) s SiO2 in koksom:
Ca3(PO4)2+ 3SiO2+ 5C → 2P + 3CaSiO3+ 5CO
Pare fosforja hitro ohladijo z mrzlo vodo – nastane beli fosfor P4
Večino fosforja predelajo v fosforjevo kislino in tehnološko pomembne fosfate.
pridobivanje elementov 15. skupine, arzen, bizmut in antimon
Arzen pridobivamo iz različnih mineralov: arzenopirit (FeAsS), realgar (As4S4), auripigment (As2S3),
arzenolit (As2O3) in kovinskih (Fe, Co, Ni) arzenidov.
Pridobivamo ga s segrevanjem arzenopirita:
FeAsS → FeS + As,
ali s praženjem sulfidnih rud in redukcijo oksidov z ogljikom:
2As2S3+ 9O2 → 2As2O3+ 6SO2
,
As2O3+ 3C → 2As + 3CO
Zelo čist arzen dobimo z redukcijo klorida z vodikom
2AsCl3 + 3H2 → 2As + 6HCl
Antimon se prav tako nahaja v obliki oksidnih (npr. antimonov cvet - Sb2O3) in sulfidnih (npr. antimonit ali stibnit - Sb2S3),prav tako ga lahko pridobimo s praženjem sulfidnih rud in redukcijo oksidov, lahko pa ga pridobimo direktno z redukcijo sulfidov z železom:
Sb2S3+ 3Fe → 3FeS + 2Sb
Tudi bizmut se v glavnem nahaja v obliki oksidnih in sulfidnih rud, pridobivamo ga podobno kot
antimon
Alotropija in kemijske lastnosti elementov 15. skupine-dušik
Pri sobnih pogojih je dušik edini plin (N2), v vodi je manj topen od kisika (0.023 l N2na l H2O pri 0
oC in 101,3 kPa), drugi so trdni, P in As imata več alotropskih modifikacij, Sb in Bi sta že podobna kovinam.
Molekularni dušik je zaradi močne trojne vezi med najbolj inertnimi snovmi. Trojna vez v N2
je 6 krat močnejša od enojne (za primerjavo – trojna vez med ogljikovima atomoma je 2,5 krat močnejša od enojne)
Pri sobni temperaturi poteka le malo reakcij (na primer:6Li + N2 → 2Li3N).
Z vodikom reagira dušik šele nad 200 ºC, izkoristek pa je znaten šele pri tlakih nad
2•107 Pa (glej pridobivanje amonijaka!).
S kisikom reagira dušik šele nad 2000 ºC (električni oblok, udarec strele - nastane NO, reakcija je endotermna).
Atomarni dušik, ki ga dobimo v električnem polju pri nizkem tlaku pa je zelo reaktiven
(pri sobni T reagira z Na, Zn, Hg, P, S…).
Alotropija in kemijske lastnosti elementov 15. skupine-fosfor
Najpogostejši alotropski modifikaciji fosforja sta beli in rdeči fosfor (obstajata še vijolični in črni).
Beli fosfor je zelo reaktiven, ker je sestavljen iz tetraedričnih molekul P4, kjer je kot med
vezmi 60 º in so vezni elektronski pari preblizu skupaj. Beli fosfor se vžge na zraku pri 50 ºC, fino zmlet pa že pri sobni temperaturi
Beli fosfor ima tetraedrične molekule, rdeči je amorfen iz razvejanih verig, vijolični je
kristaliničen, dve za 90o zasukani vrsti verig tvorita plast.
Rdeči fosfor je amorfen (tališče in vrelišče se spreminjata), nastane iz belega fosforja pri
segrevanju na 200 ºC brez prisotnosti kisika (prehod je monotropen – gre le v eno smer).
Sestavljen je iz različnih molekul in je bistveno manj reaktiven kot beli fosfor.
Vijolični fosfor nastane iz rdečega pri 450 oC ali iz taline svinca pri 350 oC. Tališče ima pri
620 oC. Sestavljen je iz povezanih verig (prejšnja stran).
Črni fosfor dobimo iz belega pri 200 oC in visokem tlaku 1,2 x 106 kPa. Sestavljen je iz
valovitih plasti, prevaja električni tok, ima polprevodniške lastnosti.
Nitridi
Ionski nastanejo neposredno z alkalijskimi kovinami (z Li pri sobni, z ostalimi pri višjih T) ter Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd, Th
Lahko tudi s segrevanjem alkalijskih amidov preko imidov:
Z vodo reagirajo do hidroksidov in amonijaka:
Kovalentni: molekularni S4N4, P3N5, Si3N4; BN podoben diamantu – ena najtrših znanih snovi
Intersticijski: dušikovi atomi so v oktaedričnih prazninah kovinskih skladov.
Pripravimo jih s segrevanjem kovin v amonijaku nad 1000 oC.
Imajo veliko gostoto in trdoto, ter višja tališča kot same kovine, prevajajo pa električni tok
Fosfidi, arzenidi, antimonidi in bizmutidi
Fosfidi, arzenidi, antimonidi in bizmutidi so strukturno zelo raznoliki, vezi niso
tipično ionske ampak v veliki meri kovalentne ali kovinske.
Primeri: polifosfidi, GaAs ima sfaleritno strukturo, NiAs svoj strukturni tip v katerem
Ni zaseda oktaedrične praznine v heksagonalnem najgostejšem skladu AS.
Spojine elementov 15. skupine z vodikom
Amonijak NH3, hidrazin N2H4, vodikov azid HN3, fosfan PH3, difosfan P2H4, arzan AsH3, stiban SbH3
, bizmutan BiH3 – stabilnost pada po skupini navzdol.
Daleč najpomembnejši med njimi je amonijak.
NH3- pridobivanje in lastnosti
Industrijsko pridobivamo amonijak po po Haber-Boschevem postopku z direktno sintezo:
3H2+ N2 → 2NH3, K = 103
.
Reakcija je ravnotežna in eksotermna
(standardna tvorbena entalpija je -46
kJ/mol) ter zelo počasna. Za povečanje
hitrosti je potrebna kataliza z alfaželezom pri 500 ºC.
Visoka temperatura pomakne ravnotežje v levo, zato uporabimo visok tlak (2•107
Pa - 200 atm), da ravnotežje pomaknemo
nazaj v desno (še vedno le 15 % NH3 v
reakcijski zmesi.
Izbira pogojev mora upoštevati fizikalno-kemijske
zakonitosti in ceno končnega produkta (visoki tlaki in visoke temperature so tehnološko zahtevni - dragi)
Osnovni surovini za pridobivanje NH3 sta lahko zrak in voda.
Zrak vodimo preko razžarjenega koksa, reagira le kisik:
4N2+ O2+ 2C → 4N2+ 2CO (eksotermna)
Prav tako vodimo prek razžarjenega koksa vodno paro:
H2O + C → H2+ CO (endotermna)
Zrak in vodno paro vpihavamo izmenično . CO v CO2
pretvorimo z dodatno vodno paro
na katalizatorju:
CO + H2O v CO2+ H2
.
Iz zmesi N2, H2 in CO2
odstranimo CO2 tako, da zmes pod tlakom (30 atm) raztapljamo v vodi - raztopi se le CO2
.
Surovina je lahko tudi metan
Nato vpihavamo zrak, dokler molsko razmerje H2: N2 ne doseže 3 : 1.
Laboratorijsko pridobivanje NH3
plina je možno s segrevanjem raztopine NH3
.
Lastnosti amonijaka (vonj zaznamo pri 20-50 ppm, draži pri 100-200 ppm, višje koncentracije so strupene), tekoč NH3 je topilo
•Topnost v vodi (pri 20 ºC 700 l NH3
/ l H2O, pri 0 oC pa 1176).
•Vodna raztopina je bazična (Kb
= 1.8•10-5
), stopnja protolize v 0.1M raztopini je približno 0.01.
•Na zraku se ob plamenu vžge, vendar ne gori (prenizka temperatura plamena).
•V kisiku gori z rumenim plamenom:
4NH3+ 3O2 → 2N2+ 6H2O.
•Če gorenje kataliziramo (platina) nastane NO:
•z nadaljnjo oksidacijo NO pa pridobivajo HNO3
(glej nadaljevanje).
•Amonijak je reducent - običajno se oksidira do N2. (s Cl2, H2O2, MnO4
-…
•Ker je baza, tvori veliko amonijevih soli, ki so podobne solem alkalijskih
kovin razen če je anion oksidant - tedaj segrevanje lahko povzroči oksidacijo
kationa z anionom:
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3+ N2+ 4H2O
Zanimiva je struktura NH4F, ki je zaradi
vodikovih vezi podobna strukturi ledu
hidrazin-nastanek
Hidrazin (nastane pri oksidaciji amonijaka z natrijevim hipokloritom
2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O
vodikov azid
Vodikov azid Azidi (ion N3-) Nastane pri oksidaciji hidrazina z dušikasto kislino N2H4 + HNO2 → HN3 + 2H2O Cu + 3HN3 → Cu(N3)2 + NH3 + N2
Primerjava fizikalnih lastnosti spojin EH3
Fosfan, arzan in stiban so manj bazični
kot amonijak (posledica geometrije
molekule in „izpostavljenosti“
neveznega elektronskega para.
Oksidi dušika
Znani so oksidi N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4
in N2O5
.
N2O brezbarven plin, nastane z razpadom NH4NO3
V manjših količinah ni strupen (anestetik)
Nad 800 oC razpade na dušik in kisik
Vzdržuje gorenje organskih snovi, žvepla, ogljika, alkalijskih kovin
Zmes N2O in H2 je eksplozivna: N2O + H2 → N2 + H2O
N2O je izosteren s CO2
(enako število elektronov, enaki molski masi, podobni strukturi in fizikalne lastnosti
NO brezbarven plin, paramagneten (pri nizki T diamagneten – N2O2)
V NO gorijo ogljik, fosfor, magnezij
S H2 se reducira v NH3
(katalizator Fe2O3)
Zelo lahko odda elektron, nastane NO+ kation
Biološko delovanje: nevrotransmiter, razširja žile, deluje na imunski sistem140
N2O3 in NO2
N2O3 obstojen le pri nizki T v trdnem pod tališčem (-111 oC)
V tekočem stanju delno razpade na NO in NO2
V tekočini sta verjetno prisotni dve obliki molekul
Leva pojasni reakcijo z vodo: N2O3 + H2O → 2HNO2 Desna pa razpad na NO in NO2 ter barvo (svetlo modra)
NO2
in N2O4 sta v medsebojnem ravnotežju, pri nizkih T v obliki
tekočega N2O4, pri višjih T čedalje večji delež NO2
.
NO2 je paramagneten, ker je samski elektron lokaliziran na dušiku
Pri reakcijah N2O4 nastaneta iona NO+
in NO3-
S tekočim N2O4 lahko pripravimo brezvodne nitrate
N2O4 iz adukta odstranimo s segrevanjem
NO2 se v vodi topi in z njo reagira
NO2
je sorazmerno močan oksidant, primerljiv z bromom
N2O5
N2O5 dobimo iz koncentrirane HNO3
Pri sobni T je še trden (vsebuje ione NO2+
in NO3-, brezbarven, sublimira pri 32 oC)
V trdnem in plinastem stanju je termično neobstojen, razpade v N2O4 in O – močan oksidant.
Z vodo reagira in se že na vlažnem zraku pretvori v HNO3
S H2O2 tvori perokisdušikovo kislino, ki lahko že pri -30 oC
eksplozivno razpade
Dušikovi oksidi (medsebojna ravnotežja)
Značilno je, da so posamezni oksidi obstojni le v določenih temperaturnih intervalih, razpadi pa so običajno ravnotežni.
N2O5 dobimo z odvzemom vode HNO3
(s P4O10) obstojen le v mrzlem - razpade enosmerno
2N2O5 → 2N2O4+ O2,
N2O4 med 20 in 135 ºC ravnotežno razpada naprej (pri 135 ºC je razpad popoln):
N2O4 → 2NO2,
Čisti NO2 je obstojen le v ozkem temperaturnem intervalu - pri 145 ºC že ravnotežno razpada, razpad je popoln pri 650 ºC:
2NO2 → 2NO + O2
.
N2O ne vstopa v ravnotežja z drugimi dušikovimi oksidi, dobimo ga iz NH4NO3
(glej zgoraj), nad 800 ºC razpada na elementa (N2
in O2).
Oksospojine dušika – pomembni sta HNO3
in HNO2 ter njune soli.
Iz dušikove kisline je mogoče dobiti okside in druge dušikove kisline.
Pridobivanje HNO3 po Ostwaldovem postopku:
Surovina je amonijak, prva stopnja je sežig NH3
s kisikom do NO. Ta reakcija teče na Pt katalizatorju pri 700ºC. Da pri tem NO ne bi razpadel je tok plinov v stiku z mrežastim
katalizatorjem le 1/1000 sekunde.
4NH3+ 5O2 → 4NO + 6H2O;
sledi reakcija v hladnem: 2NO + O2 → 2NO2;
V posebnih stolpih tečejo nadaljnje reakcije:
2NO2+ H2O → HNO2+ HNO3
3HNO2 → HNO3+ 2NO + H2O
2NO + O2 → 2NO2
,
ki jih lahko zapišemo sumarno: 4NO2+ 2H2O + O2 → 4HNO3
.
Do NO za pridobivanje HNO3
lahko pridemo tudi s “sežigom zraka” v električnem obloku pri
3000 oC (v državah s poceni elektriko)
Dobljeno 50% kislino lahko za določene namene (umetna gnojila) uporabijo neposredno, do 69% se jo da koncentrirati z destilacijo (azeotropna zmes 101,3
kPa, 121,8 oC), koncentracije nad 69% pa dobimo ob destilaciji pod znižanim tlakom v prisotnosti H2SO4
.
Brezvodna in koncentrirana HNO3 na svetlobi in s segrevanjem razpada (na NO2in kisik), zato je rjavo obarvana, čeprav je brezvodna sicer brezbarvna.
Starejši postopek pridobivanja je bil pretvorba čilskega solitra v kislino s pomočjo H2SO4
:
NaNO3+ H2SO4 → HNO3+ NaHSO4
.
Razredčena HNO3 ni oksidant, v vodni raztopini pa je močna kislina (Ka=20), soli (nitrati(V)) so dobro topne.
Koncentrirana dušikova(V) kislina je zelo močan oksidant. S kloridi reagira do nascentnega klora, v zmesi enega mola HNO3 s tremi mola HCl zato raztaplja zlato (“zlatotopka”):
HNO3+ 3HCl → NOCl + 2H2O + 2Cl
Cu s 30-32% HNO3, nastane NO, z več kot 65 % HNO3 pa NO2
redukcija HNO3 z nascentnim vodikom:
Zn + 2NaOH + 2H2O → 2H + Na2(Zn(OH)4),
8H + NaNO3 → NH3+ NaOH + 2H2O,
Nitrati
Iz vodnih raztopin izoliramo hidrate, brezvodni nitrati so
higroskopni in jih ne moremo pripraviti s sušenjem hidratov
Nitrati so termično nestabilni in razpadajo – produkti so odvisni od
kationov:
Fosforjeva oksida
P4O6 nastane pri gorenju fosforja z malo zraka,
P4O10 pa, če je zraka veliko (lahko ga dobimo tudi iz P4O6).
P4O6
je reducent in zelo strupen, P4O10 ni strupeN
Pri reakciji fosforjevega(V) oksida z vodo nastane najprej polifosforjeva kislina (HPO3)x, ki jo s
segrevanjem pretvorimo v fosforjevo kislino (H3
PO4).
.
Značilnosti fosforjevih kislin
V oksokislinah fosforja je na fosforjev atom vezan kisik z dvojno vezjo in vsaj
ena OH skupina – proton te skupine je kisel
Vodik, ki je vezan neposredno na fosfor, ne more protolitsko reagirati z vodo
Fosfor je v
vseh kislinah
tetraedrično
koordiniran
Fosforjeva Kislina H3PO4
je srednje močna kislina,
brezbarvna trdna (kristalinična) snov, tališče 42 oC;
Ni ne izrazit oksidant, ne more biti reducent
Običajno jo hranimo kot 90% raztopino, v koncentriranih raztopinah, so
molekule povezane z vodikovimi vezmi (šibkimi).
H3PO4
je triprotonska kislina in lahko tvori tri vrste različnih soli, na primer
NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4
.
Vsi alkalijski fosfati so dobro topni
Tudi Ca(H2PO4)2
je dobro topen CaHPO4 pa slabše
Fosfati težkih kovin (Ag, Sn, Bi, Zn, Hg, Cr…) so netopni
Difosforjeva kislina
Kondenzacija ne poteka direktno, čeprav je v koncentrirani H3PO4 prisotne tudi nekaj H4P2O7 . Pridobimo jo s segrevanjem Na2HPO4 in potem ionsko izmenjavo natrija v difosfatu z vodikom. S koncentriranjem raztopine se izloči kot trdna kristalinična snov (tališče 72 oC). Je nekoliko močnejša kislina kot H3PO4 .
značilnosti fosforjevih spojin
Značilnost fosforjeve(V) kisline, hidrogenfosfatov in dihidrogenfosfatov je, da pri
segrevanju (nad 250 oC odcepljajo vodo - polikondenzacija, pri čemer nastajajo
polifosforjeve kisline Hn+2PnO3n+1 oziroma polifosfati.
Dolžine verig v teh spojinah so lahko od 2 do okoli 90 enot, krajše molekule se lahko
sklenejo v obroče.
Visokomolekularni polifosfati so steklasti, sinteza pri 200 – 900 oC; n = 16-90
Nizkomolekularni verižni polifosfati so kristalinični; n = 2 - 10
Tudi ciklični polifosfati so kristalinični; n = 3 - 8
Poleg vezi P-O-P pri polikondenzaciji lahko nastanejo tudi vezi P-P
(hipodifosforjeva kislina).
Peroksifosforjevi kislini
Peroksidifosforjevo kislino pridobivamo z anodno oksidacijo H3PO4
,
peroksifosforjevo pa potem z reakcijo H4P2O8 z vodo ali P4O10 z
vodikovim peroksidom.
Peroksifosforjevi kislini in njune soli so močni oksidanti.
Fosfinska kislina HPH2O2
Dobimo jo z disproporcionacijo
fosforja v alkalnem ali z oksidacijo
fosfana z jodom.
gorenje as, sb in bi
Pri gorenju As, Sb in Bi na zraku nastanejo (III) oksidi. Višja oksidacijska stanja
lahko dosežemo le z močnimi oksidanti.
Pri ohlajanju se pretvorijo v drugačne oblike
Industrijsko pridobivanje N2 iz tekočega zraka
v laboratoriju pa s segrevanjem NH4NO2
:
NH4NO2 → N2+ 2H2O.
Pridobivanje arzena na 2 načina
s segrevanjem arzenopirita: FeAsS → FeS + As, ali s praženjem sulfidnih rud in redukcijo oksidov z ogljikom: 2As2S3+ 9O2 → 2As2O3+ 6SO2 , As2O3+ 3C → 2As + 3CO
Zelo čist arzen dobimo z redukcijo klorida z vodikom
2AsCl3 + 3H2 → 2As + 6HCl
Sb pridobimo direktno z redukcijo sulfidov z železom:
Sb2S3+ 3Fe → 3FeS + 2Sb
Pridobivanje NH3
Zrak vodimo preko razžarjenega koksa, reagira le kisik:
4N2+ O2+ 2C → 4N2+ 2CO (eksotermna)
Prav tako vodimo prek razžarjenega koksa vodno paro:
H2O + C → H2+ CO (endotermna)
Zrak in vodno paro vpihavamo izmenično . CO v CO2
pretvorimo z dodatno vodno paro
na katalizatorju:
CO + H2O v CO2+ H2
.
Iz zmesi N2, H2 in CO2
odstranimo CO2 tako, da zmes pod tlakom (30 atm) raztapljamo v vodi - raztopi se le CO2
.
Surovina je lahko tudi metan
Nato vpihavamo zrak, dokler molsko razmerje H2: N2 ne doseže 3 : 1.
Tedaj segrevanje lahko povzroči oksidacijo
kationa z anionom:- nastanek N2
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3+ N2+ 4H2O
Pridobivanje HNO3 po Ostwaldovem postopku
Pridobivanje HNO3 po Ostwaldovem postopku:
Surovina je amonijak, prva stopnja je sežig NH3
s kisikom do NO. Ta reakcija teče na Pt katalizatorju pri 700ºC. Da pri tem NO ne bi razpadel je tok plinov v stiku z mrežastim
katalizatorjem le 1/1000 sekunde.
4NH3+ 5O2 → 4NO + 6H2O;
sledi reakcija v hladnem: 2NO + O2 → 2NO2;
V posebnih stolpih tečejo nadaljnje reakcije:
2NO2+ H2O → HNO2+ HNO3
3HNO2 → HNO3+ 2NO + H2O
2NO + O2 → 2NO2
,
ki jih lahko zapišemo sumarno: 4NO2+ 2H2O + O2 → 4HNO3
.
Do NO za pridobivanje HNO3
lahko pridemo tudi s “sežigom zraka” v električnem obloku pri
3000 oC (v državah s poceni elektriko)
Lastnosti dušikove kisline
Dobljeno 50% kislino lahko za določene namene (umetna gnojila) uporabijo neposredno, do 69% se jo da koncentrirati z destilacijo (azeotropna zmes 101,3
kPa, 121,8 oC), koncentracije nad 69% pa dobimo ob destilaciji pod znižanim tlakom v prisotnosti H2SO4
.
Brezvodna in koncentrirana HNO3 na svetlobi in s segrevanjem razpada (na NO2in kisik), zato je rjavo obarvana, čeprav je brezvodna sicer brezbarvna.
Starejši postopek pridobivanja je bil pretvorba čilskega solitra v kislino s pomočjo H2SO4
:
NaNO3+ H2SO4 → HNO3+ NaHSO4
.
koncentrirana in razredčena HNO3 lastnosti
razredčena HNO3 ni oksidant, v vodni raztopini pa je močna kislina (Ka=20), soli (nitrati(V)) so dobro topne.
Koncentrirana dušikova(V) kislina je zelo močan oksidant. S kloridi reagira do nascentnega klora, v zmesi enega mola HNO3 s tremi mola HCl zato raztaplja zlato (“zlatotopka”):
HNO3+ 3HCl → NOCl + 2H2O + 2Cl
Cu s 30-32% HNO3, nastane NO, z več kot 65 % HNO3 pa NO2
