Formats des paquets (1)
| Code | format d’emballage | prix par unité | quantité | |
|---|---|---|---|---|
| Code et emballage | Prix par pièce | |||
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Code
182112.1611
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format d’emballage
1000 ml
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prix par unité
simple
72,30€
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quantité
61,46€x 6 unités
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Données techniques
- Density:
- 1.07 kg/l
- Physical Description:
- liquid
- Product Code:
- 182112
- Product Name:
- Nitric Acid 2 mol/l (2N) volumetric solution
- Quality Name:
- volumetric solution
- Headline Comment:
- Indicator: Methyl Red
- Specifications:
- Titer at 20°C: 0.999 - 1.001
Uncertainty: See certificate
Traceability: NIST
- Pictogrammes de danger
-
- UN:
- 2031
- Class/PG:
- 8/II
- ADR:
- 8/II
- IMDG:
- 8/II
- IATA:
- 8/II
- WGK:
- 1
- Storage:
- Room Temperature.
- Signal Word:
- Danger
- GHS Symbols:
- GHS05
- H Phrases:
- H314
H318
H290
- P Phrases:
- P260
P264
P280
P301+P330+P331
P303+P361+P353
P501
P304+P340
P305+P351+P338
P310
P321
P338
P363
P405
- Master Name:
- Nitric Acid 2 mol/l *(2N)
- EINECS:
- 231-714-2
- CS:
- 2808 00 00 00
- Index Nr.:
- 007-004-00-1
Documents
Demande d’information
Comments
L'acide nitrique (HNO3) est l'acide oxygéné le plus connu et le plus stable de l'azote. L'acide est produit à grande échelle depuis 1908 selon le procédé d'Ostwald par oxydation catalytique de l'ammoniac. L'ammoniac est d'abord produit à partir d'azote et d'hydrogène atmosphériques selon le procédé Haber-Bosch.fabrication
Techniquement, l'acide nitrique est produit depuis 1908 selon le procédé d'Ostwald. C'est l'oxydation catalytique de l'ammoniac. Le mélange ammoniac-air est passé rapidement (temps de contact 1/1000 s) à travers une grille chaude de platine-rhodium (catalyseur). À 800 ° C, du monoxyde d'azote se forme, qui, lorsqu'il est refroidi avec un excès d'oxygène, forme du dioxyde d'azote et réagit ensuite avec l'eau dans des tours de ruissellement pour former environ 60% d'acide nitrique. L'acide nitrique à 60 % peut être concentré par distillation à 68 %, ce qui correspond à l'azéotrope de point d'ébullition maximum (122 °C). Des concentrations plus élevées peuvent être obtenues par rectification (déshydratation) avec de l'acide sulfurique (H2SO4) ou avec une solution aqueuse de nitrate de magnésium (Mg(NO3)2) ou en traitant le tétroxyde de diazote (N2O4) avec la quantité stoechiométrique requise d'oxygène (ou d'air) et eau .
À l'échelle du laboratoire, l'acide nitrique peut être produit en faisant réagir de l'acide sulfurique concentré avec des nitrates. Avant 1908, l'acide nitrique était obtenu par ce procédé à l'aide de nitrate de sodium (nitrate chilien).
NaNO3 + H2SO4 ⟶ NaHSO4 + HNO3
La contamination fréquente de l'acide par des halogènes ou des halogénures d'hydrogène peut être éliminée en ajoutant du nitrate d'argent et une distillation ultérieure. L'acide nitrique anhydre est obtenu à partir d'un acide fortement concentré par distillation, par passage de gaz inerte ou par distillation sur pentoxyde de phosphore ou oléum.
Propriétés - acide nitrique
A l'état pur, l'acide nitrique est incolore. Cependant, l'acide nitrique concentré se décompose facilement (surtout lorsqu'il est exposé à la lumière) et a souvent une teinte jaunâtre ou rougeâtre due au dioxyde d'azote (NO2) qui y est dissous.
4 HNO3 ⟶ 4 NO2 + 2 H2O + O2
L'acide nitrique pur contenant du dioxyde d'azote libre est appelé acide nitrique fumant. Il contient plus de 90 % de HNO3, a un fort effet oxydant et peut enflammer certaines substances facilement inflammables ; Par conséquent, l'acide nitrique à partir de 70% est considéré comme oxydant. L'acide nitrique, coloré en jaune par le dioxyde d'azote dissous, peut être décoloré par une petite quantité d'urée, ou mieux encore, de nitrate d'urée.
L'acide nitrique est à la fois un oxydant fort et un acide fort. Les éléments non métalliques tels que le carbone, l'iode, le phosphore et le soufre sont oxydés en leurs oxydes ou oxoacides par de l'acide nitrique concentré pour former du dioxyde d'azote, par exemple
S + 6 HNO3 ⟶ H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
De plus, de nombreux composés sont oxydés par l'acide nitrique. L'acide chlorhydrique est oxydé en chlore et en dioxyde de chlore.
Les nitrates, les sels de l'acide nitrique, se forment lorsque les métaux ou leurs oxydes, hydroxydes ou carbonates réagissent avec l'acide nitrique. La plupart des nitrates sont solubles dans l'eau et l'acide nitrique est principalement utilisé pour produire des nitrates métalliques solubles.
L'acide nitrique réagit avec la plupart des métaux pour former des nitrates solubles dans l'eau. Les exceptions sont les métaux précieux or, platine et iridium. L'aluminium, le titane, le zirconium, l'hafnium, le niobium, le tantale et le tungstène résistent également à l'acide nitrique par passivation. De plus, en raison de la passivation, le fer résiste à l'acide nitrique froid et le chrome résiste également à l'acide nitrique chaud. Une couche d'oxyde imperméable et fermement adhérente se forme sur le métal. Parce que vous pouviez séparer l'or et l'argent de cette manière, on l'appelait autrefois le Scheidwasser. Les mélanges d'acide nitrique avec de l'acide chlorhydrique (eau régale) ou de l'acide sélénique réagissent également avec l'or et le platine.
réaction xanthoprotéique
L'acide nitrique jaunit les protéines contenant des acides aminés aromatiques tels que la L-phénylalanine ou la L-tyrosine en nitrant le cycle benzénique. Cette réaction de xanthoprotéine peut être utilisée pour détecter les acides aminés aromatiques et les protéines.
Les sels de l'acide nitrique sont appelés nitrates. Le nom acide nitrique dérive des noms triviaux de certains sels alcalins et alcalino-terreux de l'acide, qui se terminent par la désignation salpêtre, tels que Ex. : Nitrate de sodium (nitrate de Chili), nitrate de potassium (nitrate de potassium), nitrate d'ammonium (nitrate d'ammonium), nitrate de calcium (nitrate de chaux ou nitrate de paroi), nitrate de baryum (nitrate de barytine). Jusqu'en 1908, l'acide nitrique était obtenu à partir des différents types de nitrate en ajoutant un acide fort non volatil (acide sulfurique). Le nom des sels de nitrates d'acide nitrique est également très souvent utilisé pour nommer certains composés organiques de l'acide nitrique - à savoir les esters de l'acide nitrique. Donc par ex. Par exemple, l'ester méthylique de l'acide nitrique est appelé nitrate de méthyle (voir aussi nitrates), bien que les conditions de liaison dans les esters soient complètement différentes de celles des sels. Pour aggraver les choses et pour augmenter encore plus la confusion, certains esters spéciaux de l'acide nitrique ne sont ni correctement appelés esters ni incorrectement sous le nom de nitrates dans le langage courant, mais comme des composés dits nitrés, tels que par ex. B. nitroglycérine (nom correct : trinitrate de glycérol) ou nitrocellulose ou nitrate de cellulose.
En tant qu'acide inorganique fort, l'acide nitrique est largement dissocié en solution aqueuse et fait partie des acides minéraux. L'acide pur est incolore et a une odeur piquante. Il est utilisé dans la production d'engrais, de colorants et d'explosifs, entre autres.
Dans l'écriture De inventione veritatis du 12ème siècle, il est mentionné que dès le 9ème siècle l'alchimiste arabe Geber préparait de l'acide nitrique brut ("Aqua dissolutiva") par chauffage à sec du salpêtre (latin sal petrae = sel gemme; KNO3), Vitriol cyprien (CuSO4 5 H2O) et alun (KAl(SO4)2 12 H2O). Au XIIIe siècle, Albertus Magnus aurait utilisé de l'acide nitrique pour séparer l'or et l'argent (aqua fortis). Cependant, de nombreux écrits n'ont été attribués à Albertus Magnus que pour leur donner plus de poids, y compris probablement ceux sur l'utilisation de l'acide nitrique. Plus tard, le salpêtre a été chauffé avec du vitriol de fer (FeSO4 7 H2O), ce qui a donné des rendements plus élevés à des températures plus basses.
Au milieu du XVIIe siècle, J. R. Glauber obtenait du spiritus nitri pur en faisant réagir et en distillant du nitre avec de l'acide sulfurique, un procédé de laboratoire pour la production d'acide nitrique qui est encore utilisé aujourd'hui et qui était aussi appelé aqua fortis ou aqua valens au Moyen-Orient. Âges et eaux fortes dans le monde anglophone. Au milieu du XVIIIe siècle, A. L. Lavoisier a reconnu les éléments chimiques azote et oxygène comme composants de l'acide nitrique. La composition exacte a été déterminée par Henry Cavendish, qui a également réussi à synthétiser l'azote de l'air par décharge électrique.
La production efficace n'a commencé qu'au début du XIXe siècle, lorsque l'acide sulfurique bon marché et le nitrate chilien étaient disponibles en quantités suffisantes. La combustion de l'air dans un arc électrique a également été développée en un procédé à grande échelle (procédé Birkeland-Eyde, d'après Kristian Birkeland et Sam Eyde), qui n'était cependant compétitif que dans les pays à électricité bon marché. L'oxydation catalytique de l'ammoniac sur le platine a été découverte par CF Kuhlmann (1838). Cependant, jusqu'à l'invention de la synthèse d'ammoniac par Haber et Bosch, l'ammoniac restait trop cher par rapport au nitrate chilien. Au début du XXe siècle, Wilhelm Ostwald développe la production d'acide nitrique à partir d'ammoniac jusqu'à maturité industrielle. L'oxydation bon marché de l'ammoniac a désormais remplacé tous les autres procédés à grande échelle.
Propriétés physiques des mélanges HNO3/H2O en fonction de la concentration à 20 °C et 1,013 bar % en poids HNO3 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
densité
(g/cm3) 1,00 1,05 1,12 1,18 1,25 1,31 1,37 1,42 1,46 1,48 1,513
viscosité
(mPa·s) 1,00 1,04 1,14 1,32 1,55 1,82 2,02 2,02 1,84 1,47 0,88
Pf (°C) 0 −7 −17 −36 −30 −20 −22 −41 −39 −60 −42
pb (°C) 100,0 101,2 103,4 107,0 112,0 116,4 120,4 121,6 116,6 102,0 86,0
p(HNO3) (mbar) 0,0 0,0 0,0 0,0 0,0 0,3 1,2 3,9 14,0 36,0 60,0
p(H2O) (mbar) 23,3 22,6 20,2 17,6 14,4 10,5 6,5 3,5 1,2 0,3 0,0
HNO3 (mol/L) 1,7 3,6 5,6 7,9 10,4 13,0 15,8 18,5 21 24,01
utiliser
L'acide nitrique est l'une des matières premières les plus importantes de l'industrie chimique. Elle sert:
- pour la production de nitrates et d'engrais,
- comme eau de séparation pour la séparation (quartation) de l'or et de l'argent (l'argent réagit pour former du nitrate d'argent soluble),
- en mélange avec de l'acide chlorhydrique comme eau régale pour dissoudre l'or, ainsi que pour dorer et détecter l'or,
- pour le décapage et la cuisson des métaux (technique graphique et galvanique),
- pour le polissage des métaux,
- pour changer les graisses (hydrosolubilité) en vue du nettoyage,
- pour la production de celluloïd, de laques nitro et de laques zapon,
- dans les propulseurs de fusée comme oxydants (WFNA et RFNA).
- pour la nitration de substances organiques dans la production de colorants, de médicaments, de désinfectants et d'explosifs tels que la nitroglycérine ou le coton à canon
En raison de cette dernière possibilité d'utilisation, l'UE a inclus l'acide nitrique dans les mélanges d'une teneur supérieure à 3 % comme l'un des précurseurs d'explosifs soumis à restriction depuis le 1er février 2021, de sorte que l'utilisation, la possession, le transfert et la vente par et aux personnes est interdit n'agit pas à des fins professionnelles ou commerciales ; l'objet professionnel ou commercial doit être vérifié lors de la vente et les opérations suspectes doivent être signalées.
Selon les déclarations de la police, l'acide nitrique concentré est également de plus en plus utilisé comme outil de cambriolage. Ici, l'acide nitrique est utilisé, entre autres, dans les immeubles d'habitation pour attaquer les cylindres profilés utilisés dans les portes d'entrée des appartements.
preuve
Comme les nitrates, l'acide nitrique peut être détecté en laboratoire par le test circulaire et par le réactif pulmonaire.
consignes de sécurité
L'acide nitrique a un effet corrosif sur la peau, les voies respiratoires et les muqueuses. L'inhalation de vapeurs peut provoquer un oedème pulmonaire toxique. Ce danger survient surtout lorsqu'il est chauffé ou lorsque l'acide est concentré. À des concentrations élevées, c'est un agent oxydant puissant et a un effet oxydant. L'acide nitrique réagit avec la plupart des métaux pour former du dioxyde d'azote toxique. Lorsque vous travaillez avec de l'acide nitrique, des lunettes de protection ou un écran facial, des gants de protection appropriés et une combinaison fermée doivent être portés. S'il existe un risque de dégagement de vapeurs d'acide nitrique ou d'oxydes d'azote dans une pièce, un appareil respiratoire doit être porté. Pour cette raison, l'acide nitrique ne convient pas à des fins de nettoyage domestique. Le travail en laboratoire s'effectue toujours sous une hotte aspirante. Un bouchon en téflon est recommandé pour les bouteilles contenant de l'acide nitrique concentré.
