Nitric Acid fuming pure

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L'acido nitrico (HNO3) è l'acido dell'ossigeno dell'azoto più noto e più stabile. L'acido è stato prodotto su larga scala dal 1908 utilizzando il processo Ostwald mediante ossidazione catalitica dell'ammoniaca. L'ammoniaca viene prima prodotta dall'azoto atmosferico e dall'idrogeno utilizzando il processo Haber-Bosch.
produzione

Tecnicamente, l'acido nitrico è stato prodotto dal 1908 utilizzando il processo Ostwald. Questa è l'ossidazione catalitica dell'ammoniaca. La miscela ammoniaca-aria viene fatta passare rapidamente (tempo di contatto 1/1000 s) attraverso la maglia calda di platino-rodio (catalizzatore). A 800 °C si forma il monossido di azoto che, raffreddato con eccesso di ossigeno, forma biossido di azoto e poi reagisce con l'acqua in torri gocciolanti formando circa il 60% di acido nitrico. L'acido nitrico al 60% può essere concentrato per distillazione al 68%, che corrisponde all'azeotropo con punto di ebollizione massimo (122 °C). Concentrazioni più elevate possono essere raggiunte mediante rettifica (disidratazione) con acido solforico (H2SO4) o con una soluzione acquosa di nitrato di magnesio (Mg(NO3)2) o trattando il tetrossido di diazoto (N2O4) con la quantità di ossigeno (o aria) richiesta stechiometricamente e acqua.

Su scala di laboratorio, l'acido nitrico può essere prodotto facendo reagire acido solforico concentrato con nitrati. Prima del 1908, l'acido nitrico veniva ottenuto mediante questo processo utilizzando nitrato di sodio (nitrato cileno).

NaNO3 + H2SO4 ⟶ NaHSO4 + HNO3

La frequente contaminazione dell'acido con alogeni o alogenuri di idrogeno può essere rimossa aggiungendo nitrato d'argento e successiva distillazione. L'acido nitrico anidro si ottiene partendo da un acido fortemente concentrato per distillazione, per passaggio di gas inerte o per distillazione su anidride fosforica o oleum.

Proprietà - acido nitrico

Allo stato puro, l'acido nitrico è incolore. Tuttavia, l'acido nitrico concentrato si decompone facilmente (soprattutto se esposto alla luce) e spesso assume una tonalità giallastra o rossastra a causa del biossido di azoto (NO2) disciolto in esso.

4 HNO3 ⟶ 4 NO2 + 2 H2O + O2

L'acido nitrico puro contenente biossido di azoto libero è chiamato acido nitrico fumante. Contiene oltre il 90% di HNO3, ha un forte effetto ossidante e può incendiare alcune sostanze facilmente combustibili; Pertanto, l'acido nitrico dal 70% è considerato ossidante. L'acido nitrico, colorato di giallo dal biossido di azoto disciolto, può essere decolorato da una piccola quantità di urea, o meglio ancora, nitrato di urea.

L'acido nitrico è sia un forte agente ossidante che un acido forte. Elementi non metallici come carbonio, iodio, fosforo e zolfo vengono ossidati nei loro ossidi o ossoacidi dall'acido nitrico concentrato per formare biossido di azoto, per esempio

S + 6 HNO3 ⟶ H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O

Inoltre, molti composti sono ossidati dall'acido nitrico. L'acido cloridrico viene ossidato a cloro e biossido di cloro.

I nitrati, i sali dell'acido nitrico, si formano quando i metalli oi loro ossidi, idrossidi o carbonati reagiscono con l'acido nitrico. La maggior parte dei nitrati è solubile in acqua e l'acido nitrico viene utilizzato principalmente per produrre nitrati metallici solubili.

L'acido nitrico reagisce con la maggior parte dei metalli per formare nitrati solubili in acqua. Fanno eccezione i metalli preziosi oro, platino e iridio. Alluminio, titanio, zirconio, afnio, niobio, tantalio e tungsteno resistono anche all'acido nitrico attraverso la passivazione. Inoltre, a causa della passivazione, il ferro è resistente all'acido nitrico freddo e il cromo è resistente anche all'acido nitrico caldo. Sul metallo si forma uno strato di ossido impermeabile e saldamente aderente. Poiché in questo modo potevi separare oro e argento, era chiamato Scheidwasser. Miscele di acido nitrico con acido cloridrico (acqua regia) o acido selenico reagiscono anche con oro e platino.

reazione della xantoproteina
L'acido nitrico ingiallisce le proteine ​​contenenti amminoacidi aromatici come L-fenilalanina o L-tirosina nitrando l'anello benzenico. Questa reazione della xantoproteina può essere utilizzata per rilevare aminoacidi aromatici e proteine.

I sali dell'acido nitrico sono chiamati nitrati. Il nome acido nitrico deriva dai nomi banali di alcuni sali alcalini e alcalino terrosi dell'acido, che terminano con la designazione salnitro, come Ad esempio: nitrato di sodio (nitrato di Cile), nitrato di potassio (nitrato di potassio), nitrato di ammonio (nitrato di ammonio), nitrato di calcio (nitrato di calce o nitrato di parete), nitrato di bario (nitrato di barite). Fino al 1908 l'acido nitrico veniva ottenuto dai vari tipi di nitrato mediante l'aggiunta di un acido forte e non volatile (acido solforico). Il nome dei sali dei nitrati dell'acido nitrico è anche molto spesso usato per denominare alcuni composti organici dell'acido nitrico, vale a dire gli esteri dell'acido nitrico. Quindi ad es. Ad esempio, l'estere metilico dell'acido nitrico è chiamato nitrato di metile (vedi anche nitrati), sebbene le condizioni di legame negli esteri siano completamente diverse da quelle nei sali. A peggiorare le cose e ad aumentare ulteriormente la confusione, alcuni esteri speciali dell'acido nitrico non sono né correttamente indicati come esteri né erroneamente come nitrati nel linguaggio colloquiale, ma come cosiddetti composti nitro, come ad es. B. nitroglicerina (nome corretto: trinitrato di glicerolo) o nitrocellulosa o nitrato di cellulosa.

In quanto acido inorganico forte, l'acido nitrico è ampiamente dissociato in soluzione acquosa ed è uno degli acidi minerali. L'acido puro è incolore e ha un odore pungente. Viene utilizzato nella produzione di fertilizzanti, coloranti ed esplosivi, tra le altre cose.

Nello scritto De inventore veritatis del XII secolo si dice che già nel IX secolo l'alchimista arabo Geber preparava acido nitrico grezzo ("Aqua dissolutiva") mediante riscaldamento a secco di salnitro (latino sal petrae = salgemma; KNO3), Vetriolo cipriota (CuSO4 5 H2O) e allume (KAl(SO4)2 12 H2O). Si dice che nel XIII secolo Alberto Magno abbia usato l'acido nitrico per separare l'oro e l'argento (aqua fortis). Tuttavia, molti scritti furono attribuiti ad Alberto Magno solo per dar loro maggior peso, tra cui probabilmente quelli sull'uso dell'acido nitrico. Successivamente, il salnitro veniva riscaldato con vetriolo di ferro (FeSO4 7 H2O), che dava rese più elevate a temperature più basse.

A metà del XVII secolo, J. R. Glauber ottenne lo spiritus nitri puro facendo reagire e distillando il nitro con acido solforico, un processo di laboratorio per la produzione di acido nitrico che è ancora usato oggi e che nel medioevo era chiamato anche aqua fortis o aqua valens Età e acqua forte nel mondo anglofono. A metà del XVIII secolo, A. L. Lavoisier riconobbe gli elementi chimici azoto e ossigeno come componenti dell'acido nitrico. L'esatta composizione fu determinata da Henry Cavendish, che riuscì anche a sintetizzare l'azoto dall'aria mediante scarica elettrica.

Una produzione efficiente iniziò solo all'inizio del XIX secolo, quando l'acido solforico a buon mercato e il nitrato cileno erano disponibili in quantità sufficienti. Anche la combustione dell'aria in un arco elettrico è stata sviluppata in un processo su larga scala (processo Birkeland-Eyde, dopo Kristian Birkeland e Sam Eyde), che, tuttavia, era competitivo solo nei paesi con elettricità a basso costo. L'ossidazione catalitica dell'ammoniaca sul platino fu scoperta da CF Kuhlmann (1838). Tuttavia, fino all'invenzione della sintesi dell'ammoniaca da parte di Haber e Bosch, l'ammoniaca è rimasta troppo costosa rispetto al nitrato cileno. All'inizio del XX secolo, Wilhelm Ostwald sviluppò la produzione di acido nitrico dall'ammoniaca alla maturità industriale. L'economica ossidazione dell'ammoniaca ha ora sostituito tutti gli altri processi su larga scala.
Proprietà fisiche delle miscele HNO3/H2O in funzione della concentrazione a 20 °C e 1,013 bar % in peso HNO3 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
densità
(g/cm3) 1,00 1,05 1,12 1,18 1,25 1,31 1,37 1,42 1,46 1,48 1,513
viscosità
(mPa·s) 1,00 1,04 1,14 1,32 1,55 1,82 2,02 2,02 1,84 1,47 0,88
Mp (°C) 0 −7 −17 −36 −30 −20 −22 −41 −39 −60 −42
bp (°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
utilizzo

L'acido nitrico è una delle materie prime più importanti nell'industria chimica. Lei serve:

- per la produzione di nitrati e fertilizzanti,
- come acqua di separazione per la separazione (quartazione) di oro e argento (l'argento reagisce formando nitrato d'argento solubile),
- in miscele con acido cloridrico come acqua regia per sciogliere l'oro, nonché per dorare e rilevare l'oro,
- per il decapaggio e la cottura dei metalli (tecnica grafica e galvanica),
- per lucidare metalli,
- cambiare i grassi (solubilità in acqua) ai fini della pulizia,
- per la produzione di lacche celluloide, nitro e zapon,
- nei propellenti per razzi come ossidanti (WFNA e RFNA).
- per la nitrazione di sostanze organiche nella produzione di coloranti, medicinali, disinfettanti ed esplosivi come nitroglicerina o cotone per armi

A causa di quest'ultima utilizzabilità, l'UE ha incluso l'acido nitrico nelle miscele con un contenuto superiore al 3% come uno dei precursori soggetti a restrizioni per esplosivi dal 1° febbraio 2021, con il risultato che l'uso, il possesso, il trasferimento e la vendita da parte e alle persone è vietato agire per scopi non professionali o commerciali; la finalità professionale o commerciale deve essere verificata al momento della vendita e le transazioni sospette devono essere segnalate.

Secondo le dichiarazioni della polizia, anche l'acido nitrico concentrato viene sempre più utilizzato come strumento per il furto con scasso. Qui l'acido nitrico viene utilizzato, tra l'altro, nei condomini per attaccare i cilindri profilati utilizzati nelle porte d'ingresso degli appartamenti.

prova
Come i nitrati, l'acido nitrico può essere rilevato in laboratorio dal ring test e dal reagente polmonare.

istruzioni di sicurezza
L'acido nitrico ha un effetto corrosivo sulla pelle, sulle vie respiratorie e sulle mucose. L'inalazione dei vapori può causare edema polmonare tossico. Questo pericolo si presenta soprattutto in caso di riscaldamento o quando l'acido è concentrato. In alte concentrazioni, è un forte agente ossidante e ha un effetto ossidante. L'acido nitrico reagisce con la maggior parte dei metalli per formare biossido di azoto tossico. Quando si lavora con acido nitrico, è necessario indossare occhiali protettivi o uno schermo facciale, guanti protettivi adeguati e una tuta chiusa. Se esiste il rischio che in una stanza vengano rilasciati vapori di acido nitrico o ossidi di azoto, è necessario indossare un respiratore. Per questo motivo l'acido nitrico non è adatto per la pulizia domestica. Il lavoro in laboratorio viene sempre svolto in una cappa aspirante. Un tappo in teflon è consigliato per i flaconi contenenti acido nitrico concentrato.