Ácido nítrico (hno3)

Ele Ácido nítrico É um composto inorgânico que consiste em um oxoácido de nitrogênio. É considerado um ácido forte, embora seu PKA (-1,4) seja semelhante ao PKA do íon hidrônio (-1,74). A partir deste ponto, talvez seja o "mais fraco" de muitos ácidos fortes conhecidos.

Sua aparência física consiste em um líquido incolor que, por armazenamento, muda para uma cor amarelada, devido à formação de gases de nitrogênio. Sua fórmula química é HNO₃. 

É instável, experimentando uma decomposição leve para a exposição à luz solar. Além disso, pode ser completamente quebrado por aquecimento, causando nitrogênio, água e dióxido de oxigênio.

É usado na fabricação de nitratos inorgânicos e orgânicos, bem como em compostos nitrosos que são usados ​​na fabricação de fertilizantes, explosivos, intermediários de corantes e diferentes compostos químicos orgânicos.

Na atmosfera, não₂ produzido pela atividade humana reage com a água das nuvens, formando HNO₃. Então, durante chuvas ácidas, precipita junto com gotas de água comendo, por exemplo, as estátuas de quadrados públicos.

O ácido nítrico é um composto muito tóxico e a exposição contínua a seus vapores pode produzir bronquite crônica e pneumonia química.

Estrutura do ácido nítrico

Fonte: Ben Mills [Domínio Público], da Wikimedia Commons

A imagem superior mostra a estrutura de uma molécula HNO₃ Com um modelo de esferas e bares. O átomo de nitrogênio, a esfera azul, está localizada no centro, cercada por uma geometria plana trigonal; No entanto, o triângulo é distorcido por um de seus vértices mais longos.

As moléculas de ácido nítrico são então planas. Os links n = o, n-o e n-oh compõem os vértices do triângulo plano. Se observado em detalhes, o link N-OH é mais alongado do que os outros dois (onde a esfera branca representa o átomo H).

Estruturas de ressonância

Existem dois links que têm o mesmo comprimento: n = o e n-o. Esse fato vai contra a teoria do vínculo de Valência, onde é previsto que os links duplos são mais curtos que os links simples. A explicação nisso está no fenômeno da ressonância, como observado na imagem inferior.

Fonte: Ben Mills [Domínio Público], da Wikimedia Commons

Ambos os links, n = O e N-O, são, portanto, equivalentes em termos de ressonância. Isso é representado graficamente no modelo de estrutura usando uma linha descontínua entre dois átomos de O (ver estrutura).

Quando o HNO está desprotegido₃, O ânion nitrato estável é formado não₃^-. Nele, a ressonância agora envolve os três átomos de ou. Esta é a razão pela qual o HNO₃ Tem uma grande acidez de Bronsted-Lowry (espécie de doador de apóia⁺).

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Propriedades físicas e químicas

Nomes químicos

-Ácido nítrico

-Ácido azótico

-Nitrato de hidrogênio

-Água Fortis.

Peso molecular

63.012 g/mol.

Aspecto físico

Líquido incolor ou uma cor amarela pálida, que pode se tornar marrom avermelhada.

Cheiro

Acre, sufocação característica.

Ponto de ebulição

181 ºF a 760 mmHg (83 ºC).

Ponto de fusão

-41,6 ºC.

Solubilidade em água

Muito solúvel e miscível com água.

Densidade

1.513 g/cm³ A 20 ºC.

Densidade relativa

1,50 (em relação à água = 1).

Densidade relativa do vapor

2 ou 3 vezes estimado (na relação aérea = 1).

Pressão de vapor

63,1 mmHg a 25 ºC.

Decomposição

Por exposição à umidade atmosférica ou de calor, pode decompor a formação de peróxido de nitrogênio. Quando essa decomposição é aquecida, emite uma fumaça muito tóxica de óxido de nitrogênio e nitrato de hidrogênio.

O ácido nítrico não é estável, sendo capaz de entrar em contato com calor e exposição à luz solar e emitindo dióxido de nitrogênio, oxigênio e água.

Gosma

1.092 MPa a 0 ºC e 0,617 MPa a 40 ° C.

Corrosão

É capaz de atacar todos os metais básicos, exceto alumínio e aço crômico. Ataque algumas das variedades de material plástico, borrachas e revestimentos. É uma substância cáustica e corrosiva, por isso deve ser manipulada com alta cautela.

Entalpia molar de vaporização

39,1 kJ/mol a 25 ºC.

Entalpia molar padrão

-207 KJ/mol (298 ºF).

Entropia molar padrão

146 KJ/mol (298 ºF).

Tensão superficial

-0,04356 n/m a 0 ºC

-0,04115 n/m a 20 ºC

-0,0376 n/m a 40 ºC

Limiar de cheiro

-Cheiro baixo: 0,75 mg/m³

-Cheiro alto: 250 mg/m³

-Concentração irritante: 155 mg/m³.

Constante de dissociação

PKA = -1,38.

Índice de refração (η/d)

1.393 (16,5 ºC).

Reações químicas

Hidratação

Pode formar hidratos sólidos, como HNO₃∙ h₂Ou e hno₃∙ 3h₂O: "gelo nítrico".

Dissociação na água

O ácido nítrico é um ácido forte que é rapidamente ionizado na água da seguinte maneira:

Hno₃ (L) +H₂Ou (l) => h₃QUALQUER⁺ (AC) +não₃^-

Formação de vendas

Reage com óxidos básicos que formam um nitrato e sal de água.

CAO (S) +2 HNO₃ (l) => Ca (não₃)₂ (AC) +H₂Ou (l)

Da mesma forma, reage com as bases (hidróxidos), formando um nitrato e sal de água.

Naoh (AC) +HNO₃ (l) => nano₃ (AC) +H₂Ou (l)

E também com carbonatos e carbonatos ácidos (bicarbonatos), também formando dióxido de carbono.

N / D₂Co₃ (AC)+HNO₃ (l) => nano₃ (AC)+H₂Ou (L)+CO₂ (g)

Protonação

O ácido nítrico também pode se comportar como base. Por esse motivo, você pode reagir com ácido sulfúrico.

Hno₃   +   2h₂SW₄          NÃO₂⁺    +     H₃QUALQUER⁺     +      2HSO₄^-

Auto -Procurement

O ácido nítrico experimenta uma autoropotólise.

2hno₃    NÃO₂⁺   +    NÃO₃^-    +      H₂QUALQUER

Oxidação de metal

Na reação com metais, o ácido nítrico não se comporta como ácidos fortes, que reagem com metais que formam o sal correspondente e liberando hidrogênio de uma maneira gasosa.

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No entanto, magnésio e manganês reagem a quente com ácido nítrico, como os ácidos fortes restantes fazem.

Mg (s) +2 hno₃ (l) => mg (não₃)₂ (AC) +H₂ (g)

Outros

O ácido nítrico reage com sulfitos de metal, causando sal de nitrato, dióxido de enxofre e água.

N / D₂SW₃ (s) +2 hno₃ (L) => 2 nano₃ (AC) +SO₂ (g) +h₂Ou (l)

E também reage com compostos orgânicos, substituindo um hidrogênio por um grupo nitro; constituindo assim a base para a síntese de compostos explosivos, como nitroglicerina e trinitrotolueno (TNT).

Síntese

Industrial

É produzido em nível industrial através da oxidação catalítica de amônio, de acordo com o método descrito por Oswald em 1901. O procedimento consiste em três estágios ou etapas.

Etapa 1: Oxidação de amônio de óxido nítrico

O amônio é oxidado pelo oxigênio presente no ar. A reação é feita em 800 ºC e um atm de 6-7, com o uso de platina como catalisador. O amônio é misturado com o ar com a seguinte proporção: 1 volume de amônio por 8 volumes de ar.

4NH₃ (g) +5o₂ (g) => 4no (g) +6h₂Ou (l)

Na reação, o óxido nítrico se origina, que é levado para a câmara de oxidação para o próximo estágio.

Estágio 2. Oxidação de óxido nítrico em dióxido de nitrogênio

A oxidação é realizada pelo oxigênio presente no ar a uma temperatura abaixo de 100 ºC.

2no (g) +ou₂ (g) => 2no₂ (g)

Estágio 3.  Dissolução de dióxido de nitrogênio na água

Nesta fase, ocorre a formação de ácido nítrico.

4₂     +      2h₂Ou +o₂         => 4hno₃

Existem vários métodos para absorção de dióxido de nitrogênio (não₂) Na água.

Entre outros métodos: não₂ é dimernizado para n₂QUALQUER₄ a baixas temperaturas e alta pressão, a fim de aumentar sua solubilidade em água e produzir ácido nítrico.

3n₂QUALQUER₄   +     2h₂O => 4hno₃    +      2

O ácido nítrico produzido pela oxidação de amônio tem uma concentração entre 50-70%, que pode ser tomada para 98% usando ácido sulfúrico concentrado como desidratação, permitindo aumentar a concentração de ácido nítrico.

No laboratório

Decomposição térmica do nitrato de cobre (II), produzindo gases de nitrogênio e dióxido de oxigênio, que são passados ​​pela água para formar ácido nítrico; Como no método Oswald, descrito anteriormente.

2CU (não₃)₂    => 2cuo +4no₂    +     QUALQUER₂

Reação de um sal de nitrato com h₂SW₄ concentrado. O ácido nítrico formado é separado de H₂SW₄ por destilação a 83 ºC (ponto de ebulição de ácido nítrico).

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Kno₃   +    H₂SW₄     => Hno₃    +     KHSO₄

Formulários

• 60% da produção de ácido nítrico é usada na fabricação de fertilizantes, especialmente nitrato de amônio.
• 15 % da produção de ácido nítrico é usado na fabricação de fibras sintéticas.
• É usado na elaboração de ésteres de ácido nítrico e nitroderado; como nitrocelulose, pinturas acrílicas, nitrobenzeno, nitrotolueno, acrilonitrilos, etc.
• Você pode adicionar grupos nitro a compostos orgânicos, sendo capaz de usar essa propriedade para fabricar explosivos como nitroglicerina e trinitrotolueno (TNT).
• Devido à sua capacidade de oxidação, é muito útil na purificação de metais presentes em minerais. Também é usado na obtenção de elementos como urânio, manganês, nióbio, zircônio e na acidificação de rochas fosfóricas para obter ácido fosfórico.
• É misturado com ácido clorídrico concentrado para formar "água real". Esta solução é capaz de dissolver ouro e platina, o que permite seu uso na purificação desses metais.
• É usado para obter um efeito de antiguidade nos móveis feitos com madeira de pinheiro. Tratamento com uma solução de ácido nítrico a 10% produz uma cor de ouro cinza em madeira de mobília.
• A mistura de soluções aquosas de 5 a 30% de ácido nítrico e ácido fosfórico 15-40% é usado na limpeza do equipamento usado no trabalho de ordenha, a fim de eliminar o desperdício dos precipitados de compostos de magnésio e cálcio.
• É útil na limpeza do material de vidro usado no laboratório.
• Devido à sua capacidade de solvente, é usado na análise de diferentes metais através das técnicas de espectrofotometria de absorção de chama atômica e espectrofotometria da massa de acoplamento indutiva.
• A combinação de ácido nítrico e ácido sulfúrico foi utilizado para conversão de algodão comum em nitrato de celulose (algodão nítrico).
• O ácido nítrico do fumo vermelho e o ácido nítrico de fumo branco são usados ​​como oxidantes para combustíveis líquidos de foguete, especialmente no míssil Bomarc.

Toxicidade

• Em contato com a pele, pode causar queimaduras na pele, dor intensa e dermatite.
• Em contato com os olhos, isso pode causar intenso, rasgo e em casos graves, danos da córnea e cegueira.
• A inalação dos vapores pode causar tosse, desconforto respiratório, causando exposições intensas ou crônicas, sangramento do nariz, linguingite, bronquite crônica, pneumonia e edema pulmonar.
• Devido à sua ingestão, lesões ocorrem na boca, salivação, sede intensa, dor de engolir, dor intensa em todo o trato digestivo e risco de perfuração da parede do mesmo.

Referências

1. Ácido nítrico. Recuperado de: pubchem.NCBI.Nlm.NIH.Gov
2. Ácido nítrico. Encyclopædia britannica. Recuperado de: Britannica.com
3. Ácido nítrico. Recuperado de: ChemicalBook.com