Ácido Nítrico fumante puro

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El ácido nítrico (HNO3) es el ácido oxigenado del nitrógeno más conocido y estable. El ácido se ha producido a gran escala desde 1908 utilizando el proceso Ostwald por oxidación catalítica de amoníaco. El amoníaco se produce primero a partir de nitrógeno atmosférico e hidrógeno utilizando el proceso Haber-Bosch.

Las sales del ácido nítrico se llaman nitratos. El nombre ácido nítrico deriva de los nombres triviales de algunas sales alcalinas y alcalinotérreas del ácido, que terminan con la designación salitre, como Ej.: Nitrato de sodio (nitrato de chiles), nitrato de potasio (nitrato de potasio), nitrato de amonio (nitrato de amonio), nitrato de calcio (nitrato de cal o nitrato de pared), nitrato de bario (nitrato de barita). Hasta 1908, el ácido nítrico se obtenía a partir de los distintos tipos de nitrato mediante la adición de un ácido fuerte no volátil (ácido sulfúrico). El nombre de las sales de nitratos de ácido nítrico también se usa muy a menudo para nombrar algunos compuestos orgánicos de ácido nítrico, a saber, los ésteres de ácido nítrico. Entonces, p. Por ejemplo, el éster metílico del ácido nítrico se llama nitrato de metilo (ver también nitratos), aunque las condiciones de enlace en los ésteres son completamente diferentes a las de las sales. Para empeorar las cosas y aumentar aún más la confusión, algunos ésteres especiales de ácido nítrico no se denominan correctamente ésteres ni incorrectamente nitratos en el habla coloquial, sino como los llamados nitrocompuestos, como p. B. nitroglicerina (nombre correcto: trinitrato de glicerol) o nitrocelulosa o nitrato de celulosa.

Como ácido inorgánico fuerte, el ácido nítrico se disocia en gran medida en solución acuosa y es uno de los ácidos minerales. El ácido puro es incoloro y tiene un olor acre. Se utiliza en la producción de fertilizantes, tintes y explosivos, entre otras cosas.

En el escrito Deventione veritatis del siglo XII se menciona que ya en el siglo IX el alquimista árabe Geber preparó ácido nítrico bruto ("Aqua dissolutiva") calentando en seco salitre (del latín sal petrae = sal de roca; KNO3), vitriolo de Chipre (CuSO4 5 H2O) y alumbre (KAl(SO4)2 12 H2O). Se dice que en el siglo XIII, Albertus Magnus usó ácido nítrico para separar el oro y la plata (aqua fortis). Sin embargo, muchos escritos se atribuyeron a Albertus Magnus solo para darles mayor peso, probablemente incluidos aquellos sobre el uso del ácido nítrico. Posteriormente, el salitre se calentó con vitriolo de hierro (FeSO4 7 H2O), lo que dio mayores rendimientos a temperaturas más bajas.

A mediados del siglo XVII, J. R. Glauber obtuvo nitri spiritus puro al hacer reaccionar y destilar nitro con ácido sulfúrico, un proceso de laboratorio para la producción de ácido nítrico que todavía se usa en la actualidad y que en Oriente también se denominó aqua fortis o aqua valens. Edades y aguas fuertes en el mundo de habla inglesa. A mediados del siglo XVIII, A. L. Lavoisier reconoció los elementos químicos nitrógeno y oxígeno como componentes del ácido nítrico. La composición exacta fue determinada por Henry Cavendish, quien también logró sintetizar nitrógeno del aire mediante descargas eléctricas.

La producción eficiente solo comenzó a principios del siglo XIX, cuando se disponía de ácido sulfúrico barato y nitrato chileno en cantidades suficientes. La combustión del aire en un arco eléctrico también se convirtió en un proceso a gran escala (proceso de Birkeland-Eyde, en honor a Kristian Birkeland y Sam Eyde), que, sin embargo, solo era competitivo en países con electricidad barata. La oxidación catalítica de amoníaco sobre platino fue descubierta por CF Kuhlmann (1838). Sin embargo, hasta la invención de la síntesis de amoníaco por Haber y Bosch, el amoníaco seguía siendo demasiado caro en comparación con el nitrato chileno. A principios del siglo XX, Wilhelm Ostwald desarrolló la producción de ácido nítrico a partir del amoníaco hasta su madurez industrial. La oxidación de amoníaco barata ahora ha reemplazado a todos los demás procesos a gran escala.
fabricación

Técnicamente, el ácido nítrico se produce desde 1908 mediante el proceso Ostwald. Esta es la oxidación catalítica del amoníaco. La mezcla de amoníaco y aire se pasa rápidamente (tiempo de contacto de 1/1000 s) a través de una malla de platino-rodio caliente (catalizador). A 800 °C, se forma monóxido de nitrógeno, que cuando se enfría con un exceso de oxígeno forma dióxido de nitrógeno y luego reacciona con el agua en torres de goteo para formar alrededor del 60 % de ácido nítrico. El ácido nítrico al 60% se puede concentrar por destilación al 68%, que corresponde al azeótropo con un punto de ebullición máximo (122 °C). Se pueden lograr concentraciones más altas por rectificación (deshidratación) con ácido sulfúrico (H2SO4) o con una solución acuosa de nitrato de magnesio (Mg(NO3)2) o por tratamiento de tetróxido de dinitrógeno (N2O4) con la cantidad estequiométricamente requerida de oxígeno (o aire) y agua

A escala de laboratorio, el ácido nítrico se puede producir haciendo reaccionar ácido sulfúrico concentrado con nitratos. Antes de 1908, el ácido nítrico se obtenía por este proceso utilizando nitrato de sodio (nitrato chileno).

NaNO3 + H2SO4 ⟶ NaHSO4 + HNO3

La contaminación frecuente del ácido con halógenos o haluros de hidrógeno se puede eliminar mediante la adición de nitrato de plata y la destilación posterior. El ácido nítrico anhidro se obtiene a partir de un ácido altamente concentrado por destilación, pasando por él un gas inerte o por destilación sobre pentóxido de fósforo u óleum.

Propiedades - ácido nítrico

En estado puro, el ácido nítrico es incoloro. Sin embargo, el ácido nítrico concentrado se descompone fácilmente (especialmente cuando se expone a la luz) y, a menudo, tiene un tono amarillento o rojizo debido al dióxido de nitrógeno (NO2) disuelto en él.

4 HNO3 ⟶ 4 NO2 + 2 H2O + O2

El ácido nítrico puro que contiene dióxido de nitrógeno libre se llama ácido nítrico fumante. Contiene más del 90% de HNO3, tiene un fuerte efecto oxidante y puede encender algunas sustancias fácilmente combustibles; Por lo tanto, el ácido nítrico del 70% se considera oxidante. El ácido nítrico, coloreado de amarillo por el dióxido de nitrógeno disuelto, puede decolorarse con una pequeña cantidad de urea, o mejor aún, con nitrato de urea.

El ácido nítrico es tanto un agente oxidante fuerte como un ácido fuerte. Los elementos no metálicos como el carbono, el yodo, el fósforo y el azufre se oxidan a sus óxidos u oxoácidos mediante ácido nítrico concentrado para formar dióxido de nitrógeno, por ejemplo

S + 6 HNO3 ⟶ H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O

Además, muchos compuestos son oxidados por el ácido nítrico. El ácido clorhídrico se oxida a cloro y dióxido de cloro.

Los nitratos, las sales del ácido nítrico, se forman cuando los metales o sus óxidos, hidróxidos o carbonatos reaccionan con el ácido nítrico. La mayoría de los nitratos son solubles en agua y el ácido nítrico se usa principalmente para producir nitratos metálicos solubles.

El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales para formar nitratos solubles en agua. Las excepciones son los metales preciosos oro, platino e iridio. El aluminio, el titanio, el zirconio, el hafnio, el niobio, el tántalo y el tungsteno también resisten el ácido nítrico a través de la pasivación. Además, debido a la pasivación, el hierro es resistente al ácido nítrico frío y el cromo también es resistente al ácido nítrico caliente. Sobre el metal se forma una capa de óxido impermeable y firmemente adherida. Debido a que se podía separar el oro y la plata de esta manera, solía llamarse Scheidwasser. Las mezclas de ácido nítrico con ácido clorhídrico (agua regia) o ácido selénico también reaccionan con el oro y el platino.

reacción de xantoproteína
El ácido nítrico amarillea las proteínas que contienen aminoácidos aromáticos como L-fenilalanina o L-tirosina al nitrar el anillo de benceno. Esta reacción de xantoproteína se puede utilizar para detectar proteínas y aminoácidos aromáticos.
Propiedades físicas de las mezclas HNO3/H2O en función de la concentración a 20 °C y 1,013 bar % en peso HNO3 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
densidad
(g/cm3) 1,00 1,05 1,12 1,18 1,25 1,31 1,37 1,42 1,46 1,48 1,513
viscosidad
(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
usar

El ácido nítrico es una de las materias primas más importantes en la industria química. Ella sirve:

- para la producción de nitratos y fertilizantes,
- como agua de separación para la separación (cuartación) de oro y plata (la plata reacciona para formar nitrato de plata soluble),
- en mezclas con ácido clorhídrico como agua regia para disolver oro, así como para dorar y detectar oro,
- para el decapado y cocción de metales (técnica gráfica y galvánica),
- para pulir metales,
- para cambiar las grasas (solubilidad en agua) con el fin de limpiar,
- para la producción de celuloide, lacas nitro y lacas zapon,
- en propulsores de cohetes como oxidantes (WFNA y RFNA).
- para la nitración de sustancias orgánicas en la producción de colorantes, medicamentos, desinfectantes y explosivos como la nitroglicerina o el algodón pólvora

Debido a esta última usabilidad, la UE ha incluido el ácido nítrico en mezclas con un contenido superior al 3% como uno de los precursores restringidos de explosivos desde el 1 de febrero de 2021, con el resultado de que el uso, posesión, transferencia y venta por y a las personas no se les permite actuar con fines profesionales o comerciales; el propósito profesional o comercial debe ser verificado en el momento de la venta y las transacciones sospechosas deben ser reportadas.

Según declaraciones de la policía, el ácido nítrico concentrado también se utiliza cada vez más como herramienta para el robo. Aquí, el ácido nítrico se utiliza, entre otras cosas, en edificios de apartamentos para atacar los cilindros de perfil utilizados en las puertas de entrada de los apartamentos.

prueba
Al igual que los nitratos, el ácido nítrico se puede detectar en el laboratorio mediante la prueba del anillo y el reactivo de pulmón.

instrucciones de seguridad
El ácido nítrico tiene un efecto corrosivo sobre la piel, el tracto respiratorio y las membranas mucosas. La inhalación de vapores puede causar edema pulmonar tóxico. Este peligro surge sobre todo cuando se calienta o cuando se concentra el ácido. En altas concentraciones, es un agente oxidante fuerte y tiene un efecto oxidante. El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales para formar dióxido de nitrógeno tóxico. Cuando se trabaje con ácido nítrico, se deben usar gafas protectoras o un protector facial, guantes protectores adecuados y un mono cerrado. Si existe el riesgo de que se liberen vapores de ácido nítrico u óxidos de nitrógeno en una habitación, se debe usar un aparato de respiración. Por esta razón, el ácido nítrico no es adecuado para la limpieza del hogar. El trabajo en el laboratorio siempre se lleva a cabo en una campana de humos. Se recomienda una tapa de teflón para botellas que contienen ácido nítrico concentrado.