ACIDO NITRICO (HNO3): STRUTTURA, PROPRIETÀ, SINTESI E USI - CHIMICA - 2025

L' acido nitrico è un composto inorganico costituito da un ossoacido di azoto. È considerato un acido forte, sebbene il suo pKa (-1,4) sia simile al pKa dello ione idronio (-1,74). Da questo punto in poi, è forse il "più debole" di molti acidi forti conosciuti.

Il suo aspetto fisico è costituito da un liquido incolore che assume un colore giallastro durante la conservazione, a causa della formazione di gas di azoto. La sua formula chimica è HNO ₃ .

Fonte: Aleksander Sobolewski tramite Wikimedia Commons

È alquanto instabile, subendo una leggera decomposizione per esposizione alla luce solare. Inoltre, può essere completamente decomposto per riscaldamento, dando origine a biossido di azoto, acqua e ossigeno.

L'immagine sopra mostra dell'acido nitrico contenuto in un matraccio volumetrico. Si nota la sua colorazione gialla, indicativa di una parziale decomposizione.

Viene utilizzato nella produzione di nitrati inorganici e organici, nonché in composti nitrosi utilizzati nella produzione di fertilizzanti, esplosivi, agenti intermedi per coloranti e diversi composti chimici organici.

Questo acido era già noto agli alchimisti dell'VIII secolo, che chiamavano "agua fortis". Il chimico tedesco Johan Rudolf Glauber (1648) ideò un metodo per la sua preparazione, che consisteva nel riscaldare il nitrato di potassio con acido solforico.

Viene preparato industrialmente seguendo il metodo ideato da Wilhelm Oswald (1901). Il metodo, in linea generale, consiste nell'ossidazione catalitica dell'ammonio, con la successiva generazione di ossido nitrico e biossido di azoto per formare acido nitrico.

Nell'atmosfera, l'NO ₂ prodotto dall'attività umana reagisce con l'acqua nelle nuvole, formando HNO ₃ . Poi, durante le piogge acide, precipita insieme a gocce d'acqua, divorando, ad esempio, le statue nelle piazze pubbliche.

L'acido nitrico è un composto molto tossico e l'esposizione continua ai suoi vapori può causare bronchite cronica e polmonite chimica.

Struttura dell'acido nitrico

Fonte: Ben Mills, da Wikimedia Commons

L'immagine in alto mostra la struttura di una molecola di HNO ₃ con un modello di sfere e barre. L'atomo di azoto, la sfera blu, si trova al centro, circondato da una geometria del piano trigonale; tuttavia, il triangolo è distorto da uno dei suoi vertici più lunghi.

Le molecole di acido nitrico sono quindi piatte. I legami N = O, NO e N-OH costituiscono i vertici del triangolo piatto. Se guardi da vicino, il legame N-OH è più allungato degli altri due (dove si trova la sfera bianca che rappresenta l'atomo H).

Strutture di risonanza

Esistono due collegamenti della stessa lunghezza: N = 0 e NO. Questo fatto va contro la teoria del legame di valenza, in cui si prevede che i doppi legami siano più brevi dei singoli legami. La spiegazione di ciò sta nel fenomeno della risonanza, come si vede nell'immagine sottostante.

Fonte: Ben Mills, da Wikimedia Commons

Entrambi i legami, N = O e NO, sono quindi equivalenti in termini di risonanza. Questo è rappresentato graficamente nel modello di struttura utilizzando una linea tratteggiata tra due atomi di O (vedi struttura).

Quando HNO ₃ è deprotonato , si forma l'anione nitrato stabile NO ₃ ^- . In esso, la risonanza ora coinvolge tutti e tre gli atomi di O. Questo è il motivo per cui HNO ₃ ha un'elevata acidità di Bronsted-Lowry (specie donatrici di ioni H ⁺ ).

Proprietà fisiche e chimiche

Nomi chimici

-Acido nitrico

-Acido azotico

-Nitrato di idrogeno

-Agua fortis.

Peso molecolare

63,012 g / mol.

Aspetto fisico

Liquido incolore o giallo pallido, che può diventare marrone rossastro.

Odore

Caratteristico pungente, soffocante.

Punto di ebollizione

Da 181 ° F a 760 mmHg (83 ° C).

Punto di fusione

-41,6 ° C.

Solubilità dell'acqua

Molto solubile e miscibile con l'acqua.

Densità

1.513 g / cm ³ a 20 ° C.

Densità relativa

1,50 (rispetto all'acqua = 1).

Densità relativa del vapore

2 o 3 volte stimato (in relazione all'aria = 1).

Pressione del vapore

63,1 mmHg a 25 ° C.

Decomposizione

Esposto all'umidità atmosferica o al calore, può decomporsi formando perossido di azoto. Quando riscaldato fino alla decomposizione, emette un vapore altamente tossico di ossido di azoto e nitrato di idrogeno.

L'acido nitrico non è stabile, potendosi decomporre a contatto con il calore e l'esposizione alla luce solare ed emettendo biossido di azoto, ossigeno e acqua.

Viscosità

1.092 mPa a 0 ° C e 0,617 mPa a 40 ° C.

Corrosione

È in grado di attaccare tutti i metalli di base, tranne l'alluminio e l'acciaio cromato. Attacca alcune delle varietà di plastica, gomme e rivestimenti. È una sostanza caustica e corrosiva, quindi deve essere maneggiata con estrema cautela.

Entalpia molare di vaporizzazione

39,1 kJ / mol a 25 ° C.

Entalpia molare standard

-207 kJ / mol (298 ° F).

Entropia molare standard

146 kJ / mol (298 ° F).

Tensione superficiale

-0,04356 N / ma 0 ºC

-0,04115 N / ma 20 ºC

-0,0376 N / ma 40 ºC

Soglia di odore

-Basso odore: 0,75 mg / m ³

-Alto odore: 250 mg / m ³

-Concentrazione irritante: 155 mg / m ³ .

Costante di dissociazione

pKa = -1,38.

Indice di rifrazione (η / D)

1,393 (16,5 ° C).

Reazioni chimiche

Idratazione

-Può formare idrati solidi, come HNO ₃ ∙ H ₂ O e HNO ₃ ∙ 3H ₂ O: “ghiaccio nitrico”.

Dissociazione in acqua

L'acido nitrico è un acido forte che ionizza rapidamente in acqua nei seguenti modi:

HNO ₃ (l) + H ₂ O (l) => H ₃ O ⁺ (aq) + NO ₃ ^-

Formazione di sale

Reagisce con gli ossidi basici per formare un sale nitrato e acqua.

CaO (s) + 2 HNO ₃ (l) => Ca (NO ₃ ) ₂ (aq) + H ₂ O (l)

Allo stesso modo, reagisce con le basi (idrossidi), formando un sale di nitrato e acqua.

NaOH (aq) + HNO ₃ (l) => NaNO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

E anche con carbonati e carbonati acidi (bicarbonati), che formano anche anidride carbonica.

Na ₂ CO ₃ (aq) + HNO ₃ (l) => NaNO ₃ (aq) + H ₂ O (l) + CO ₂ (g)

protonazione

L'acido nitrico può anche comportarsi come una base. Per questo motivo può reagire con l'acido solforico.

HNO ₃ + 2H ₂ SO ₄ <=> NO ₂ ⁺ + H ₃ O ⁺ + 2HSO ₄ ^-

protolisi

L'acido nitrico subisce autoprotolisi.

2HNO ₃ <=> NO ₂ ⁺ + NO ₃ ^- + H ₂ O

Ossidazione del metallo

Nella reazione con i metalli, l'acido nitrico non si comporta come gli acidi forti, che reagiscono con i metalli, formando il sale corrispondente e rilasciando idrogeno in forma gassosa.

Tuttavia, il magnesio e il manganese reagiscono a caldo con l'acido nitrico, proprio come fanno gli altri acidi forti.

Mg (s) + 2 HNO ₃ (l) => Mg (NO ₃ ) ₂ (aq) + H ₂ (g)

Altro

L'acido nitrico reagisce con i solfiti metallici per formare un sale nitrato, anidride solforosa e acqua.

Na ₂ SO ₃ (s) + 2 HNO ₃ (l) => 2 NaNO ₃ (aq) + SO ₂ (g) + H ₂ O (l)

E reagisce anche con i composti organici, sostituendo un idrogeno con un gruppo nitro; costituendo così la base per la sintesi di composti esplosivi quali nitroglicerina e trinitrotoluene (TNT).

Sintesi

Industriale

Viene prodotto a livello industriale mediante ossidazione catalitica dell'ammonio, secondo il metodo descritto da Oswald nel 1901. Il processo si compone di tre fasi o fasi.

Fase 1: ossidazione dell'ammonio in ossido nitrico

L'ammonio è ossidato dall'ossigeno nell'aria. La reazione viene condotta a 800ºC e ad una pressione di 6-7 atm, utilizzando platino come catalizzatore. L'ammoniaca viene miscelata con l'aria nel seguente rapporto: 1 volume di ammoniaca a 8 volumi di aria.

4NH ₃ (g) + 5O ₂ (g) => 4NO (g) + 6H ₂ O (l)

L'ossido nitrico viene prodotto nella reazione, che viene portato nella camera di ossidazione per la fase successiva.

Fase 2. Ossidazione dell'ossido nitrico in biossido di azoto

L'ossidazione viene effettuata dall'ossigeno presente nell'aria ad una temperatura inferiore a 100ºC.

2NO (g) + O ₂ (g) => 2NO ₂ (g)

Fase 3. Dissoluzione del biossido di azoto in acqua

In questa fase si verifica la formazione di acido nitrico.

4NO ₂ + 2H ₂ O + O ₂ => 4HNO ₃

Esistono diversi metodi per l'assorbimento del biossido di azoto (NO ₂ ) in acqua.

Tra gli altri metodi: NO ₂ viene dimerizzato a N ₂ O ₄ a basse temperature e alta pressione, al fine di aumentare la sua solubilità in acqua e produrre acido nitrico.

3N ₂ O ₄ + 2H ₂ O => 4HNO ₃ + 2NO

L'acido nitrico prodotto dall'ossidazione dell'ammonio ha una concentrazione compresa tra il 50 e il 70%, che può essere portata al 98% utilizzando l'acido solforico concentrato come agente disidratante, consentendo di aumentare la concentrazione di acido nitrico.

In laboratorio

Decomposizione termica del nitrato di rame (II), che produce biossido di azoto e gas ossigeno, che vengono fatti passare attraverso l'acqua per formare acido nitrico; come nel metodo Oswald, precedentemente descritto.

2Cu (NO ₃ ) ₂ => 2CuO + 4NO ₂ + O ₂

Reazione di un sale nitrato con H ₂ SO ₄ concentrato. L'acido nitrico formatosi viene separato da H ₂ SO ₄ mediante distillazione a 83 ° C (punto di ebollizione dell'acido nitrico).

KNO ₃ + H ₂ SO ₄ => HNO ₃ + KHSO ₄

applicazioni

Produzione di fertilizzanti

Il 60% della produzione di acido nitrico viene utilizzato nella produzione di fertilizzanti, in particolare nitrato di ammonio.

Questo si caratterizza per la sua alta concentrazione di azoto, uno dei tre principali nutrienti delle piante, essendo il nitrato immediatamente utilizzato dalle piante. Nel frattempo, l'ammoniaca viene ossidata dai microrganismi presenti nel terreno e viene utilizzata come fertilizzante a lungo termine.

Industriale

-15% della produzione di acido nitrico è utilizzato nella produzione di fibre sintetiche.

-Viene utilizzato nella produzione di esteri dell'acido nitrico e derivati ​​nitro; come nitrocellulosa, vernici acriliche, nitrobenzene, nitrotoluene, acrilonitrili, ecc.

-È possibile aggiungere gruppi nitro ai composti organici e questa proprietà può essere utilizzata per produrre esplosivi come nitroglicerina e trinitrotoluene (TNT).

-L'acido adipico, un precursore del nylon, è prodotto su larga scala dall'ossidazione del cicloesanone e del cicloesanolo dall'acido nitrico.

Purificatore di metallo

L'acido nitrico per la sua capacità ossidante, è molto utile nella purificazione dei metalli presenti nei minerali. Allo stesso modo, viene utilizzato per ottenere elementi come uranio, manganese, niobio e zirconio e nell'acidificazione delle rocce fosforiche per ottenere acido fosforico.

Acqua reale

Viene miscelato con acido cloridrico concentrato per formare "acqua regia". Questa soluzione è in grado di sciogliere l'oro e il platino, cosa che ne consente l'utilizzo nella purificazione di questi metalli.

Mobilia

L'acido nitrico viene utilizzato per ottenere un effetto antico nei mobili realizzati con legno di pino. Il trattamento con una soluzione di acido nitrico al 10% produce una colorazione grigio-oro nel legno dei mobili.

Pulizia

-La miscela di soluzioni acquose di acido nitrico 5-30% e acido fosforico 15-40% viene utilizzata nella pulizia delle attrezzature utilizzate nel lavoro di mungitura, al fine di eliminare i residui dei precipitati dei composti di magnesio e calcio.

-È utile per pulire la vetreria utilizzata in laboratorio.

fotografia

-L'acido nitrico è stato utilizzato in fotografia, in particolare come additivo per sviluppatori di solfato ferroso nel processo di lastra a umido, con l'obiettivo di promuovere un colore più bianco negli ambrotipi e nei coloranti.

-E 'stato utilizzato per abbassare il pH del bagno d'argento delle piastre al collodio, che ha permesso di ottenere una riduzione dell'aspetto di una nebbia che interferiva con le immagini.

Altri

-A causa della sua capacità solvente, viene utilizzato nell'analisi di diversi metalli mediante tecniche di spettrofotometria ad assorbimento atomico a fiamma e spettrometria di massa plasmatica accoppiata induttivamente.

-La combinazione di acido nitrico e acido solforico è stata utilizzata per la conversione del cotone comune in nitrato di cellulosa (cotone nitrico).

-Il farmaco Salcoderm per uso esterno viene utilizzato nel trattamento delle neoplasie benigne della pelle (verruche, calli, condilomi e papillomi). Possiede proprietà di cauterizzazione, sollievo dal dolore, irritazione e prurito. L'acido nitrico è il componente principale della formula del farmaco.

-Acido nitrico fumante rosso e acido nitrico fumante bianco sono usati come ossidanti per combustibili liquidi per missili, specialmente nel missile BOMARC.

Tossicità

-A contatto con la pelle può causare ustioni cutanee, forti dolori e dermatiti.

-A contatto con gli occhi può provocare dolore intenso, lacrimazione e, nei casi più gravi, danni alla cornea e cecità.

-L'inalazione dei vapori può provocare tosse, distress respiratorio, provocando epistassi, laringiti, bronchiti croniche, polmoniti ed edemi polmonari in esposizioni intense o croniche.

-A causa della sua ingestione, si verificano lesioni alla bocca, salivazione, sete intensa, dolore alla deglutizione, dolore intenso in tutto il tratto digerente e rischio di perforazione della parete dello stesso.

Riferimenti

1. Wikipedia. (2018). Acido nitrico. Estratto da: en.wikipedia.org
2. PubChem. (2018). Acido nitrico. Estratto da: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. The Editors of Encyclopaedia Britannica. (23 novembre 2018). Acido nitrico. Encyclopædia Britannica. Estratto da: britannica.com
4. Shrestha B. (nd). Proprietà dell'acido nitrico e usi. Chem Guide: tutorial per l'apprendimento della chimica. Estratto da: chem-guide.blogspot.com
5. Libro di chimica. (2017). Acido nitrico. Estratto da: chemicalbook.com
6. Imanol. (10 settembre 2013). Produzione di acido nitrico. Estratto da: ingenieriaquimica.net