- Estructura de l'àcid nítric
- Estructures de ressonància
- Propietats físiques i químiques
- noms químics
- pes molecular
- aspecte físic
- olor
- Punt d'ebullició
- Punt de fusió
- Solubilitat en aigua
- densitat
- densitat relativa
- Densitat relativa de vapor
- Pressió de vapor
- descomposició
- viscositat
- corrosió
- Entalpia molar de vaporització
- Entalpia molar estàndard
- Entropia molar estàndard
- tensió superficial
- Llindar d'olor
- Constant de dissociació
- Índex de refracció (η / D)
- reaccions químiques
- hidratació
- Dissociació en aigua
- Formació de sals
- protonació
- autoprotòlisi
- Oxidació de metalls
- altres
- síntesi
- industrial
- Etapa 1: Oxidació d'amoni a òxid nítric
- Etapa 2. Oxidació d'òxid nítric en diòxid de nitrogen
- Etapa 3. Dissolució de l'diòxid de nitrogen en aigua
- Al laboratori
- usos
- Producció de fertilitzants
- industrials
- Purificador de metalls
- aigua règia
- mobles
- neteja
- Fotografia
- altres
- toxicitat
- referències
L' àcid nítric és un compost inorgànic que consisteix d'un oxoàcid de nitrogen. Se'l considera un àcid fort, encara que el seu pKa (-1,4) és semblant a l'pKa de l'ió hidroni (-1,74). Des d'aquest punt, és potser el "més feble" de molts àcids forts coneguts.
La seva aparença física consta d'un líquid incolor que per emmagatzematge canvia a un color groguenc, a causa de la formació de gasos nitrogenats. La seva fórmula química és HNO 3.
Font: Aleksander Sobolewski via Wikimedia Commons
És una cosa inestable, experimentant una descomposició lleugera per l'exposició a la llum solar. A més, pot descompondre completament per escalfament, originant diòxid de nitrogen, aigua i oxigen.
A la imatge superior es mostra una mica d'àcid nítric contingut en un matràs aforat. Pot notar-se la seva coloració groga, indicatiu d'una descomposició parcial.
S'usa en la manufactura de nitrats inorgànics i orgànics, així com en compostos nitrosos que són usats en la fabricació de fertilitzants, explosius, agents intermediaris dels tints i diferents compostos químics orgànics.
Aquest àcid era ja conegut pels alquimistes de segle VIII, a el qual anomenaven "aigua fortis". El químic alemany Johan Rudolf Glauber (1648) va dissenyar un mètode per a la seva preparació, que consistia en l'escalfament de nitrat de potassi amb àcid sulfúric.
Es prepara industrialment seguint el mètode dissenyat per Wilhelm Oswald (1901). El mètode, en línies generals, consisteix en l'oxidació catalítica d'amoni, amb la generació successiva d'òxid nítric i de diòxid de nitrogen per formar l'àcid nítric.
En l'atmosfera, el NO 2 produït per l'activitat humana reacciona amb l'aigua dels núvols, formant HNO 3. Després, durant les pluges àcides, precipita juntament amb les gotes d'aigua corcant, per exemple, les estàtues de les places públiques.
L'àcid nítric és un compost molt tòxic, i l'exposició contínua als seus vapors pot produir bronquitis crònica i una pneumònia química.
Estructura de l'àcid nítric
Font: Ben Mills, from Wikimedia Commons
A la imatge superior es mostra l'estructura d'una molècula de HNO 3 amb un model d'esferes i barres. L'àtom de nitrogen, l'esfera blava, se situa en el centre, envoltat d'una geometria pla trigonal; però, el triangle es troba distorsionat per un dels seus vèrtexs més prolongat.
Les molècules de l'àcid nítric són llavors planes. Els enllaços N = O, NO i N-OH componen els vèrtexs de el triangle pla. Si s'observa detalladament, l'enllaç N-OH és més allargat que els altres dos (on es troba l'esfera blanca representant a l'àtom d'H).
Estructures de ressonància
Hi ha dos enllaços que tenen la mateixa longitud: N = O i NO. Aquest fet va en contra de la teoria de l'enllaç de valència, on es prediu que els dobles enllaços són més curts que els enllaços simples. L'explicació a això resideix en el fenomen de la ressonància, tal com s'observa en la imatge inferior.
Font: Ben Mills, from Wikimedia Commons
Tots dos enllaços, N = O i NO, són per tant equivalents en termes de ressonància. Això es representa gràficament en el model de l'estructura mitjançant l'ús d'una línia discontínua entre dos àtoms d'O (veure estructura).
Quan es desprotona el HNO 3, es forma l'anió estable nitrat NO 3 -. En ell, la ressonància involucra ara els tres àtoms d'O Aquesta és la raó de per què el HNO 3 té una gran acidesa de Bronsted-Lowry (espècie donadora d'ions H +).
Propietats físiques i químiques
noms químics
-Àcid nítric
-Àcid azótico
-Nitrato d'hidrogen
-Aigua fortis.
pes molecular
63,012 g / mol.
aspecte físic
Líquid incolor o d'un color groc pàl·lid, que pot tornar-se a marró vermellós.
olor
Acre, asfixiant característic.
Punt d'ebullició
181 º F a 760 mmHg (83 ºC).
Punt de fusió
-41,6 ºC.
Solubilitat en aigua
Molt soluble i miscible amb aigua.
densitat
1,513 g / cm 3 a 20 ° C.
densitat relativa
1,50 (en relació a l'aigua = 1).
Densitat relativa de vapor
2 o 3 vegades estimada (en relació a l'aire = 1).
Pressió de vapor
63,1 mmHg a 25 ºC.
descomposició
Per exposició a la humitat atmosfèrica o calor pot descompondre formant peròxid de nitrogen. Quan s'escalfa aquest a descomposició, emet un fum molt tòxic d'òxid de nitrogen i nitrat d'hidrogen.
L'àcid nítric no és estable, podent-descompondre en contacte amb la calor i exposició a la llum solar, i emetent diòxid de nitrogen, oxigen i aigua.
viscositat
1,092 mPa a 0 ºC, i 0,617 mPa a 40 ºC.
corrosió
És capaç d'atacar tots els metalls bàsics, exceptuant l'alumini i a l'acer cròmic. Ataca algunes de les varietats de l'material plàstic, cautxús i revestiments. És una substància càustica i corrosiva, pel que ha de manipular-se amb molta precaució.
Entalpia molar de vaporització
39,1 kJ / mol a 25 ° C.
Entalpia molar estàndard
-207 kJ / mol (298 º F).
Entropia molar estàndard
146 kJ / mol (298 º F).
tensió superficial
-,04356 N / ma 0 ºC
-,04115 N / ma 20 ºC
-0,0376 N / ma 40 ºC
Llindar d'olor
-Olor baix: 0,75 mg / m 3
-Olor alt: 250 mg / m 3
Concentració irritant: 155 mg / m 3.
Constant de dissociació
pKa = -1,38.
Índex de refracció (η / D)
1,393 (16,5 ºC).
reaccions químiques
hidratació
-Pot formar hidrats sòlids, com HNO 3 ∙ H 2 O i HNO 3 ∙ 3H 2 O: "gels nítrics".
Dissociació en aigua
L'àcid nítric és un àcid fort que s'ionitza ràpidament en aigua en la forma següent:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (ac) + NO 3 -
Formació de sals
Reacciona amb òxids bàsics formant una sal de nitrat i aigua.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3) 2 (aq) + H 2 O (l)
Igualment, reacciona amb les bases (hidròxids), formant una sal de nitrat i aigua.
NaOH (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (ac) + H 2 O (l)
I també amb els carbonats i els carbonats àcids (bicarbonats), formant a més diòxid de carboni.
Na 2 CO 3 (ac) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (ac) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
protonació
L'àcid nítric pot comportar també com una base. Per aquesta raó, pot reaccionar amb l'àcid sulfúric.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -
autoprotòlisi
L'àcid nítric experimenta una autoprotòlisi.
2HNO 3 <=> NO 2 + + NO 3 - + H 2 O
Oxidació de metalls
En la reacció amb els metalls l'àcid nítric no es comporta com els àcids forts, els quals reaccionen amb els metalls formant la sal corresponent i alliberant hidrogen en forma gasosa.
No obstant això, el magnesi i el manganès reaccionen en calent amb l'àcid nítric, tal com ho fan els restants àcids forts.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3) 2 (aq) + H 2 (g)
altres
L'àcid nítric reacciona amb els sulfits metàl·lics originant una sal de nitrat, diòxid de sofre i aigua.
Na 2 SO 3 (s) + 2 HNO 3 (l) => 2 NaNO 3 (ac) + SO 2 (g) + H 2 O (l)
I a més reacciona amb els compostos orgànics, substituint un hidrogen per un grup nitro; constituint així la base per a la síntesi de compostos explosius com la nitroglicerina i el trinitrotoluè (TNT).
síntesi
industrial
Es produeix a nivell industrial mitjançant l'oxidació catalítica d'amoni, segons el mètode descrit per Oswald el 1901. El procediment consta de tres etapes o passos.
Etapa 1: Oxidació d'amoni a òxid nítric
L'amoni és oxidat per l'oxigen present en l'aire. La reacció es realitza a 800 ºC ia unapresión de 6-7 atm, amb l'ús de platí com a catalitzador. L'amoni es barreja amb l'aire amb la proporció següent: 1 volum d'amoni per 8 volums d'aire.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
En la reacció s'origina òxid nítric, el qual és portat a la cambra d'oxidació per a l'etapa següent.
Etapa 2. Oxidació d'òxid nítric en diòxid de nitrogen
L'oxidació és realitzada per l'oxigen present en l'aire a una temperatura inferior a 100 ºC.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Etapa 3. Dissolució de l'diòxid de nitrogen en aigua
En aquesta etapa ocorre la formació de l'àcid nítric.
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 => 4HNO 3
Hi ha diversos mètodes per a l'absorció de diòxid de nitrogen (NO 2) en aigua.
Entre d'altres mètodes: el NO 2 és dimerizado a N 2 O 4 a baixes temperatures i alta pressió, per tal d'augmentar la seva solubilitat en l'aigua i produir àcid nítric.
3N 2 O 4 + 2H 2 O => 4HNO 3 + 2NO
L'àcid nítric produït per l'oxidació d'amoni té una concentració compresa entre 50-70%, la qual pot ser duta a 98% mitjançant l'ús de l'àcid sulfúric concentrat com deshidratant, permetent augmentar la concentració de l'àcid nítric.
Al laboratori
Descomposició tèrmica de l'nitrat de coure (II), produint els gasos diòxid de nitrogen i oxigen, els quals són passats a través d'l'aigua per formar l'àcid nítric; tal com passa en el mètode d'Oswald, anteriorment descrit.
2Cu (NO 3) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
Reacció d'una sal de nitrat amb H 2 SO 4 concentrat. L'àcid nítric format és separat de l'H 2 SO 4 mitjançant destil·lació a 83 ºC (punt d'ebullició de l'àcid nítric).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
usos
Producció de fertilitzants
El 60% de la producció d'àcid nítric és utilitzada en la fabricació de fertilitzants, especialment nitrat d'amoni.
Aquest es caracteritza per la seva alta concentració de nitrogen, un dels tres nutrients principals de les plantes, utilitzant-se el nitrat immediatament per les plantes. Mentrestant, l'amoni és oxidat pels microorganismes presents en el sòl, i és utilitzat com a adob a llarg termini.
industrials
-El 15% de la producció d'àcid nítric s'empra en la manufactura de fibres sintètiques.
-Es fa servir en elaboració d'èsters d'àcid nítric i nitroderivats; com ara nitrocel·lulosa, pintures acríliques, nitrobenzè, nitrotolueno, acrilonitrils, etc.
-Pot afegir grups nitro a compostos orgànics, podent-se utilitzar aquesta propietat per fabricar explosius com la nitroglicerina i trinitrotoluè (TNT).
-El àcid adípic, un precursor de l'niló, és produït a gran escala mitjançant l'oxidació de la ciclohexanona i ciclohexanol per l'àcid nítric.
Purificador de metalls
L'àcid nítric per la seva capacitat oxidant, és molt útil en la purificació de metalls presents en els minerals. Així mateix, és emprat en l'obtenció d'elements com l'urani, el manganès, el niobi, el zirconi, i en l'acidificació de les roques fosfóricas per obtenir àcid fosfòric.
aigua règia
Es barreja amb l'àcid clorhídric concentrat per formar "l'aigua règia". Aquesta dissolució és capaç de dissoldre l'or i platí, el que permet el seu ús en la purificació d'aquests metalls.
mobles
L'àcid nítric és emprat per obtenir un efecte d'antiguitat en els mobles elaborats amb fusta de pi. El tractament amb una solució d'àcid nítric a l'10% produeix una coloració grisa-or a la fusta dels mobles.
neteja
-La barreja de solucions aquoses d'àcid nítric 5-30% i àcid fosfòric 15-40% s'empra en la neteja de l'equip utilitzat en la tasques de munyir, per tal d'eliminar els residus dels precipitats dels compostos de magnesi i calci.
-És útil en la neteja de l'material de vidre emprat en el laboratori.
Fotografia
-El àcid nítric s'ha usat en la fotografia, específicament com a additiu per als reveladors de sulfat ferrós en el procés de la placa humida, amb l'objectiu de promoure un color més blanc en els ambrotips i ferrotips.
-Es va utilitzar per disminuir el pH de l'bany de plata de les plaques de col·lodió, el que va permetre obtenir una reducció en l'aparició d'una boira que interferia amb les imatges.
altres
-A causa de la seva capacitat dissolvent, s'utilitza en l'anàlisi de diferents metalls mitjançant les tècniques d'espectrofotometria d'absorció atòmica de flama, i l'espectrofotometria de massa de plasma d'acoblament inductiu.
-La combinació d'àcid nítric i àcid sulfúric es va utilitzar per a la conversió de cotó comú en nitrat de cel·lulosa (cotó nítric).
-El medicament Salcoderm d'ús extern, és emprat en el tractament de neoplasmes benignes de la pell (berrugues, durícies, condilomes i papil·lomes). Posseeix propietats de cauterització, alleugeriment de el dolor, la irritació i la picor. L'àcid nítric és el component principal de la fórmula de l'medicament.
-El àcid nítric fumant vermell, i l'àcid nítric fumant blanc, són utilitzats com oxidants per als combustibles líquids de coets, especialment en el míssil BOMARC.
toxicitat
-En contacte amb la pell pot provocar cremades a la pell, dolor intens i dermatitis.
-En contacte amb els ulls pot causar dolor intens, llagrimeig i en casos greus, dany de la còrnia i ceguesa.
-La inhalació dels vapors pot causar tos, dificultat respiratòria, ocasionant en exposicions intenses o cròniques sagnat del nas, laringitis, bronquitis crònica, pneumònia i edema pulmonar.
-Per la seva ingestió es produeix lesions a la boca, salivació, set intensa, mal per empassar, dolors intensos a tot el tracte digestiu i risc de perforació de la paret del mateix.
referències
- Wikipedia. (2018). Nitric acid. Recuperat de: en.wikipedia.org
- PubChem. (2018). Nitric acid. Recuperat de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- The Editors of Encyclopaedia Britannica. (23 de novembre del 2018). Nitric acid. Encyclopædia Britannica. Recuperat de: britannica.com
- Shrestha B. (sf). Properties of Nitric acid and facis servir. Chem Guide: tutorials for chemistry learning. Recuperat de: chem-guide.blogspot.com
- Chemical Book. (2017). Nitric acid. Recuperat de: chemicalbook.com
- Imanol. (10 de setembre de 2013). Producció d'àcid nítric. Recuperat de: ingenieriaquimica.net