Ácido nítrico | |||||
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Estructura del ácido nítrico. | |||||
Identificación | |||||
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N o CAS | |||||
N o ECHA | 100.028.832 | ||||
N o CE | 231-714-2 | ||||
N o RTECS | QU5775000 | ||||
PubChem | 944 | ||||
CHEBI | 48107 | ||||
Sonrisas |
[N +] (= O) (O) [O-] , |
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InChI |
Std. InChI: InChI = 1S / HNO3 / c2-1 (3) 4 / h (H, 2,3,4) Std. InChIKey: GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYSA-N |
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Apariencia | Líquido de incoloro a amarillo con olor acre (70%). Líquido transparente o marrón. |
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Propiedades químicas | |||||
Fórmula bruta |
H N O 3 [Isómeros] |
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Masa molar | 63.0128 ± 0.0012 g / mol H 1.6%, N 22.23%, O 76.17%, |
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pKa | −1,37 | ||||
Momento dipolar | 2,17 ± 0,02 D | ||||
Propiedades físicas | |||||
T ° fusión | −41,6 ° C (70%) | ||||
T ° hirviendo | 121 ° C (70%) | ||||
Miscibilidad | en el agua | ||||
Densidad | 1,4 g cm −3 (70%) | ||||
Presión de vapor saturante | a 20 ° C : 6,4 kPa (70%) | ||||
Viscosidad dinámica | 0,88 mPa s a 20 ° C | ||||
Termoquímica | |||||
S 0 líquido, 1 bar | 266,39 J K −1 mol −1 | ||||
Δ f H 0 líquido | −174 kJ mol −1 | ||||
Δ vapor H ° | 39,1 kJ mol -1 ( 1 atm , 25 ° C ) | ||||
Propiedades electronicas | |||||
1 re energía de ionización | 11,95 ± 0,01 eV (gas) | ||||
Precauciones | |||||
SGH | |||||
![]() ![]() ![]() Peligro H272, H290, H314, H331, EUH071, H272 : Puede agravar un incendio; comburente H290 : Puede ser corrosivo para los metales H314 : Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares graves H331 : Tóxico en caso de inhalación EUH071 : Corrosivo para las vías respiratorias |
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WHMIS | |||||
![]() ![]() C, E, C : El material oxidante provoca o promueve la combustión de otro material liberando oxígeno E : Material corrosivo Transporte de mercancías peligrosas: clase 8 Divulgación al 1.0% según la lista de divulgación de ingredientes |
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NFPA 704 | |||||
de fumar:
0
4
1
BUEY
> 40%: 0 4 0 BUEY <40%: 0 3 0 |
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Transporte | |||||
856 : corrosivo o con un grado menor de corrosividad y oxidante (favorece el fuego) y tóxico Número ONU : 2032 : ÁCIDO NÍTRICO FUMADOR ROJO Clase: 8 Etiquetas: 8 : Sustancias corrosivas 5.1 : Sustancias oxidantes 6.1 : Sustancias tóxicas Embalaje: Embalaje grupo I : mercancías muy peligrosas; ![]() ![]() ![]()
885 : material muy corrosivo y oxidante (promueve el fuego) Número ONU : 2031 : ÁCIDO NÍTRICO, excluido el ácido nítrico fumante rojo, que no contenga más del 70 por ciento de ácido nítrico Clase: 8 Etiquetas: 8 : Sustancias corrosivas 5.1 : Sustancias oxidantes Embalaje: Grupo de embalaje I : sustancias muy peligrosas; ![]() ![]() |
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Ecotoxicología | |||||
Umbral de olor | bajo: 0.27 ppm | ||||
Unidades de SI y STP a menos que se indique lo contrario. | |||||
El ácido nítrico es un compuesto químico de fórmula HNO 3. Líquido incoloro cuando es puro, este ácido mineral fuerte (con p K a = -1,37 ) se utiliza en la práctica en solución acuosa concentrada. Una vez fue llamado ácido nítrico por los químicos de la XIX XX siglo , pero una vez espíritu de nitro por alquimistas , o " grabado " o Aquae Fortis por grabadores en cobre .
A una concentración superior al 86% se le denomina "ácido nítrico fumante", calificado como "blanco" o "rojo" según sea pobre o rico en dióxido de nitrógeno NO 2.. Cortar con un quinto o un cuarto de peróxido de nitrógeno N 2 O 4y menos de uno por ciento de fluoruro de hidrógeno HF, da la rojo inhibido ácido nítrico fumante , más conocido por el acrónimo IRFNA Inglés, como un almacenable propelente utilizado en particular como un oxidante ( oxidante ) para la propulsión de Soviética SS- misiles. 1 Scud en los años 1956 . A una concentración superior al 95%, desarrolla rápidamente un color amarillento a temperatura ambiente debido a su descomposición liberando dióxido de nitrógeno NO 2.
El ácido nítrico se obtuvo por primera vez por los antiguos químicos de diferentes nitratos naturales, especialmente al final del XIX XX siglo desde el nitrato de Chile llamado también sales de caliche . No fue hasta el progreso de la química de los gases para concebir una síntesis química a partir del aire en un horno eléctrico , por ejemplo mediante el proceso de Birkeland y Eyde . Pero el proceso de Ostwald también hizo posible el uso de amoníaco NH 3sintetizado por el proceso de Haber-Bosch . Estas vías químicas modernas desarrolladas durante la Belle Époque han demostrado ser cruciales para la industria química de nitratos explosivos, como nitroglicerina , nitrofenoles , ácido pícrico , trinitrotolueno (TNT), materiales demandados por la industria de armamento moderno, pero también la fabricación de materiales colorantes, como el amarillo de Martins , o el de los perfumes, como el almizcle artificial.
El ácido nítrico forma parte de la composición de la lluvia ácida , donde se forma por hidratación del dióxido de nitrógeno NO 2, un importante contaminante atmosférico resultante de varios óxidos de nitrógeno NO x rechazado por las diferentes combustiones:
3 NO 2+ H 2 O→ 2 HNO 3+ NO .El ácido nítrico se sintetizó por primera vez al final del VIII ° siglo por el alquimista Jabir Ibn Hayyan que obtiene calentando salitre KNO 3en presencia de sulfato de cobre CuSO 4 ⋅5H 2 Oy alumbre KAl (SO 4 ) 2 ⋅12H 2 O . En el XIII ° siglo,Alberto Magnoutiliza para separar eloroyla plata.
En el medio del XVII º siglo, Johann Rudolf Glauber obtuvo ácido nítrico por destilación de salitre en presencia de ácido sulfúrico , el proceso usado en el laboratorio para XXI º siglo. Durante la XVIII ª siglo, Antoine Lavoisier muestra que el ácido nítrico contiene tanto el oxígeno y el nitrógeno , la composición precisa determinó más tarde ser por Henry Cavendish .
La producción industrial de ácido nítrico se quita sólo durante el XIX XX siglo, salitre y ácido sulfúrico de ser tan barato y disponible en grandes cantidades. En 1838, Frédéric Kuhlmann descubrió que era posible obtenerlo por oxidación del amoníaco en presencia de platino . Sin embargo, el amoníaco necesario se mantuvo a un costo demasiado alto hasta la invención del proceso Haber por Fritz Haber en 1909 y su industrialización bajo la supervisión de Carl Bosch desde 1909 hasta 1913 ( proceso Haber-Bosch ). Wilhelm Ostwald entonces desarrolla el método de Ostwald que permite la fabricación de ácido nítrico por oxidación de amoniaco , el cual procedimiento sigue siendo el más ampliamente utilizado XXI º siglo.
El ácido nítrico puro es un líquido incoloro e inodoro; varias impurezas a menudo lo tiñen de amarillo-marrón. A temperatura ambiente, libera humos rojos o amarillos, debido a su descomposición parcial en dióxido de nitrógeno bajo el efecto de la luz.
El ácido nítrico es un fuerte agente oxidante. Sus reacciones con compuestos como cianuros , carburos y polvos metálicos pueden ser explosivas .
Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos o determinadas mezclas, como la trementina , son violentas, siendo la mezcla hipergólica , es decir autoinflamable.
Es un ácido fuerte de p K a = −1,37: en solución acuosa , se disocia completamente en un anión nitrato NO 3 -y un protón hidratado ( catión hidronio H 3 O +). Las sales de ácido nítrico que contienen el anión nitrato se denominan "nitratos". Casi todos los nitratos son muy solubles en agua.
El ácido nítrico y sus sales no deben confundirse con el ácido nitroso HNO 2.y sus sales, nitritos , que contienen el anión nitrito NO 2 -.
Gew% HNO 3 | 0 | 10 | 20 | 30 | 40 | 50 | 60 | 70 | 80 | 90 | 100 |
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Densidad (g / cm 3 ) |
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 |
T fus (° C) | 0 | –7 | –17 | –36 | -30 | –20 | –22 | –41 | –39 | –60 | –42 |
T eb (° C) | 100,0 | 101,2 | 103,4 | 107,0 | 112,0 | 116,4 | 120,4 | 121,6 | 116,6 | 102,0 | 86,0 |
p (HNO 3 ) (mbar) | 0.0 | 0.0 | 0.0 | 0.0 | 0.0 | 0,3 | 1.2 | 3.9 | 14.0 | 36,0 | 60,0 |
p (H 2 O) (mbar) | 23,3 | 22,6 | 20,2 | 17,6 | 14,4 | 10,5 | 6.5 | 3,5 | 1.2 | 0,3 | 0.0 |
Molaridad (mol / l) | 0 | 1,7 | 3.6 | 5,6 | 7,9 | 10,4 | 13,0 | 15,8 | 18,5 | 21 | 24.01 |
El ácido nítrico reacciona de manera diferente a otros ácidos fuertes ( HCl , H 2 SO 4) en metales debido a las propiedades oxidantes del radical NO 3. Por lo tanto, HNO 3reaccionando con un metal nunca emite hidrógeno H 2a diferencia de la mayoría de los otros ácidos. La siguiente fórmula proporciona la ecuación de reacción general para cualquier reacción química entre el ácido nítrico HNO 3y un metal M de valencia n <4 :
8 n HNO 3+ 6 M → 6 M (NO 3 ) n+ 2 n NO + 4 n H 2 O, donde n es 1, 2 o 3.Los metales como el níquel , cobalto , cobre , mercurio , plata , plomo , selenio , bismuto , zinc y cadmio se disuelven en ácido nítrico. Otros metales forman una película de pasivación , incluyendo aluminio , cromo , titanio , circonio , hafnio , galio , indio , niobio , tantalio , torio y boro . Los alcalinotérreos se disuelven en ácido diluido, pero se pasivan en ácido concentrado. Las aleaciones a base de hierro se disuelven mejor en ácido diluido.
El ácido nítrico diluido se obtiene mezclando dióxido de nitrógeno NO 2con agua ; las soluciones comerciales generalmente incluyen entre 52% y 68% de ácido nítrico. Las soluciones más concentradas se obtienen por destilación . El ácido nítrico formando un azeótropo con el agua en una proporción de 68% de ácido nítrico y 32% de agua, la obtención de ácido nítrico muy puro requiere su destilación en presencia de ácido sulfúrico . Cuando la solución contiene más del 86% de ácido nítrico, se dice que es "humeante" y se presenta en dos variedades: blanca y roja . El ácido nítrico fumante blanco también se llama 100% porque casi (menos del 2%) sin agua.
La producción comercial de ácido nítrico se realiza mediante el proceso de Ostwald y se lleva a cabo en tres etapas a partir de amoniaco :
Primero, amoniaco NH 3es oxidado por oxígeno O 2en presencia de un catalizador como platino rodio al 10% para formar monóxido de nitrógeno NO, un paso fuertemente exotérmico que también produce vapor de agua H 2 O :
4 NH 3+ 5 O 2⟶ 6 H 2 O+ 4 NO ; ΔLuego, el óxido nítrico se oxida con oxígeno O 2y produce dióxido de nitrógeno NO 2 :
2 NO + O 2⟶ 2 NO 2 ; ΔFinalmente, el dióxido de nitrógeno se disuelve en agua según la reacción:
3 NO 2+ H 2 O⟶ 2 HNO 3+ NO .para producir ácido nítrico diluido.
El monóxido de nitrógeno producido se recicla y el ácido nítrico se concentra por destilación hasta un máximo del 68% ( azeótropo de la mezcla de ácido nítrico y agua). Se logran concentraciones más altas mediante el tratamiento con nitrato de magnesio Mg (NO 3 ) 2. En general, este proceso permite alcanzar un rendimiento del 96%.
El ácido nítrico también se puede obtener haciendo reaccionar nitrato de potasio KNO 3y ácido sulfúrico concentrado H 2 SO 4, luego destilando la mezcla a 83 ° C hasta que todo lo que quede en el medio sea un sólido cristalino blanco compuesto de KHSO 4. El ácido nítrico resultante es ácido nítrico rojo fumante . El blanco humeante del ácido nítrico se puede obtener eliminando los óxidos de nitrógeno disueltos reduciendo la presión a aproximadamente 1/3 de la atmósfera durante 10-30 minutos. El ácido nítrico fumante rojo contiene una cantidad significativa de óxidos de nitrógeno, donde el color rojo, mientras que el ácido nítrico fumante blanco puede contener un máximo de 0,5% de NO 2.
La producción mundial anual de ácido nítrico es del orden de sesenta millones de toneladas.
Comúnmente utilizado como laboratorio de reactivos , en particular para reacciones de nitración de compuestos orgánicos , se utiliza para fabricar mediante síntesis química industria de fertilizantes como el nitrato de amonio NH 4 NO 3y nitrato de calcio Ca (NO 3 ) 2. El 75% de la producción de ácido nítrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes nitrogenados.
El ácido nítrico reacciona con la piedra caliza o mejor con el mineral de calcita CaCO 3 para formar nitrato de cal al descomponer el anión carbonato.
CaCO 3+ 2 HNO 3acuoso → Ca (NO 3 ) 2+ H 2 O+ CO 2gasSe forma amoníaco sintético con ácido nítrico nitrato de amonio monohidrato.
NH 4 OHamoniaco + HNO 3acuoso → NH 4 NO 3 . H 2 OOtras aplicaciones se refieren a la fabricación de explosivos , precursores de nailon y compuestos orgánicos especiales, como ciertos ligandos como los imidazoles .
El ácido nítrico diluido caliente oxida la función alcohol primaria de las aldosas o los ácidos aldónicos a ácidos carboxílicos. Esto da lugar a ácidos dicarboxílicos llamados ácidos aldáricos .
Como reacciona con la mayoría de los metales (excepto el oro , el iridio y el platino ), se utiliza mucho en metalurgia y microelectrónica . Mezclado con ácido clorhídrico , forma agua regia , uno de los raros reactivos capaces de disolver oro , platino e iridio .
Fue uno de los primeros oxidantes propulsores de propulsores líquidos para motores Rocket asociados con el PR-1 , al UDMH ( dimetilhidrazina asimétrica H 2 N-N (CH 3 ) 2y MMH (monometilhidrazina H 2 N-NHCH 3) como combustibles . En este uso, el carácter muy corrosivo del ácido nítrico ha sido durante mucho tiempo un problema, solucionado mediante la adición de ácido fluorhídrico al 0,5% que asegura la pasivación del metal de los depósitos y conductos, en los que llamamos rojo inhibido ácido nítrico fumante . Ha sido reemplazado desde principios de la década de 1990 por peróxido de nitrógeno N 2 O 4. También se utiliza a dosis bajas con decapantes industriales. La nitroglicerina se obtiene mezclándola con glicerina :
C 3 H 5 (OH) 3+ 3 HNO 3→ C 3 H 5 (NO 3 ) 3+ 3 H 2 O.Fue utilizado en el XIX ° siglo para la conservación de la carne .
El ácido nítrico es un ácido fuerte que puede provocar quemaduras graves. La inhalación de vapores puede provocar edema pulmonar . Al contacto con ácido nítrico concentrado, la piel humana se vuelve amarilla debido a reacciones con la queratina . Es un compuesto moderadamente tóxico con una dosis letal de 430 mg kg -1 . También es un oxidante poderoso que reacciona fuertemente con agentes reductores y materiales combustibles que pueden causar explosiones. Se recomienda que no se utilicen guantes de látex o nitrilo al manipular ácido nítrico humeante, ya que pueden encenderse al entrar en contacto con el ácido.
En la historieta Walking on the Moon , el motor auxiliar del cohete diseñado por el profesor Calculus funciona con una mezcla de anilina y ácido nítrico.
En la serie de Anne McCaffrey The Ballad of Pern , los habitantes del planeta Pern usan rociadores que contienen Agenothree (HNO 3) para destruir al enemigo planetario, los "Hijos".
En el manga Dr. Stone de Riichirō Inagaki y dibujado por Boichi, Senku usa ácido nítrico mezclado con etanol para hacer Nital con el fin de despetrificar a las personas transformadas en piedra.