Chimie

Acide nitrique (HNO3)

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Raphaël Charles

Il acide nitrique C'est un composé inorganique qui se compose d'un oxoacide d'azote. Il est considéré comme un acide fort, bien que son PKA (-1,4) soit similaire à la PKA de l'ion hydronium (-1,74). À partir de ce moment, c'est peut-être le "plus faible" de nombreux acides forts connus.

Son apparence physique se compose d'un liquide incolore qui, par le stockage, se transforme en couleur jaunâtre, en raison de la formation de gaz azotés. Sa formule chimique est HNO₃.

Il est instable, connaît une décomposition légère pour une exposition au soleil. De plus, il peut être complètement décomposé par chauffage, provoquant de l'azote, de l'eau et du dioxyde d'oxygène.

Il est utilisé dans la fabrication de nitrates inorganiques et organiques, ainsi que dans des composés nitreux qui sont utilisés dans la fabrication d'engrais, d'explosifs, d'intermédiaires de colorants et de différents composés chimiques organiques.

Dans l'atmosphère, non₂ Produit par l'activité humaine réagit avec l'eau des nuages, formant HNO₃. Ensuite, pendant les pluies acides, précipite ainsi que les gouttes d'eau mangeant, par exemple, les statues des carrés publics.

L'acide nitrique est un composé très toxique, et une exposition continue à ses vapeurs peut produire une bronchite chronique et une pneumonie chimique.

Structure d'acide nitrique

Source: Ben Mills [domaine public], de Wikimedia Commons

L'image supérieure montre la structure d'une molécule HNO₃ Avec un modèle de sphères et de barres. L'atome d'azote, la sphère bleue, est situé au centre, entouré d'une géométrie plate trigonale; Cependant, le triangle est déformé par l'un de ses plus longs sommets.

Les molécules d'acide nitrique sont alors plates. Les liens N = O, N-O et N-OH constituent les sommets du triangle plat. S'il est observé en détail, le lien N-OH est plus allongé que les deux autres (où la sphère blanche représente l'atome H).

Structures de résonance

Il y a deux liens qui ont la même longueur: n = O et N-O. Ce fait va à l'encontre de la théorie des liens de Valence, où il est prévu que les doubles liens sont plus courts que les liens simples. L'explication dans ce domaine réside dans le phénomène de la résonance, comme observé dans l'image inférieure.

Source: Ben Mills [domaine public], de Wikimedia Commons

Les deux liens, n = O et N-O, sont donc équivalents en termes de résonance. Ceci est représenté graphiquement dans le modèle de structure en utilisant une ligne discontinue entre deux atomes d'O (voir structure).

Quand le HNO n'est pas protégé₃, L'anion nitrate stable n'est pas formé₃^-. Dans ce document, la résonance implique désormais les trois atomes de O. C'est la raison pour laquelle le HNO₃ Il a une grande acidité de lowry brronsted (espèces de dons de percute⁺).

Peut vous servir: pipette aphoriée

Proprietes physiques et chimiques

Noms chimiques

-Acide nitrique

-Acide azotique

-Nitrate d'hydrogène

-Eau de Fortis.

Poids moléculaire

63 012 g / mol.

Aspect physique

Liquide incolore ou couleur jaune pâle, qui peut devenir brun rougeâtre.

Odeur

Acre, caractéristique étouffante.

Point d'ébullition

181 ºF à 760 mmHg (83 ºC).

Point de fusion

-41,6 ºC.

Solubilité dans l'eau

Très soluble et miscible avec l'eau.

Densité

1 513 g / cm³ à 20 ºC.

Densité relative

1,50 (par rapport à l'eau = 1).

Densité de vapeur relative

2 ou 3 fois estimé (en relation aérienne = 1).

La pression de vapeur

63,1 mmHg à 25 ºC.

Décomposition

Par exposition à l'humidité atmosphérique ou thermique peut décomposer la formation de peroxyde d'azote. Lorsque cette décomposition est chauffée, elle émet une fumée très toxique de l'oxyde d'azote et du nitrate d'hydrogène.

L'acide nitrique n'est pas stable, être capable de pénétrer en contact avec la chaleur et l'exposition à la lumière du soleil, et émettre du dioxyde d'azote, de l'oxygène et de l'eau.

Gelée

1 092 MPa à 0 ºC et 0,617 MPa à 40 ° C.

Corrosion

Il est capable d'attaquer tous les métaux de base, à l'exception de l'aluminium et de l'acier chromique. Attaquez certaines des variétés de matières plastiques, caoutchoucs et revêtements. C'est une substance caustique et corrosive, il doit donc être manipulé avec une grande prudence.

Enthalpie molaire de vaporisation

39.1 kJ / mol à 25 ºC.

Enthalpie molaire standard

-207 kJ / mol (298 ºF).

Entropie molaire standard

146 kJ / mol (298 ºF).

Tension superficielle

-0,04356 n / m a 0 ºC

-0,04115 n / m a 20 ºC

-0,0376 N / m A 40 ºC

Seuil d'odeur

-Odeur faible: 0,75 mg / m³

-Odeur élevée: 250 mg / m³

-Concentration irritante: 155 mg / m³.

Constante de dissociation

PKA = -1,38.

Indice de réfraction (η / d)

1 393 (16,5 ºC).

Réactions chimiques

Hydratation

Il peut former des hydrates solides, comme HNO₃∙ H₂Ou et hno₃∙ 3H₂O: "Ice nitrique".

Dissociation dans l'eau

L'acide nitrique est un acide fort qui est rapidement ionisé dans l'eau de la manière suivante:

HNO₃ (L) + h₂Ou (l) => h₃SOIT⁺ (ac) + non₃^-

Formation des ventes

Réagit avec des oxydes de base formant un nitrate et un sel d'eau.

Cao (s) +2 hno₃(l) => ca (Non₃)₂(AC) + H₂Ou (l)

De même, il réagit avec les bases (hydroxydes), formant un nitrate et un sel d'eau.

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

Et aussi avec des carbonates et des carbonates acides (bicarbonates), formant également le dioxyde de carbone.

N / A₂CO₃(AC) + HNO₃ (l) => nano₃(AC) + H₂Ou (l) + co₂ (g)

Protonation

L'acide nitrique peut également se comporter comme une base. Pour cette raison, vous pouvez réagir avec l'acide sulfurique.

HNO₃ + 2h₂Swin₄ NON₂⁺ + H₃SOIT⁺ + 2hso₄^-

Auto-procurement

L'acide nitrique connaît une auto-propotolyse.

2hno₃ NON₂⁺ + NON₃^- + H₂SOIT

Oxydation des métaux

Dans la réaction avec les métaux, l'acide nitrique ne se comporte pas comme des acides forts, qui réagissent avec les métaux formant le sel correspondant et libérant de l'hydrogène de manière gazeuse.

Il peut vous servir: hydrocoloïde

Cependant, le magnésium et le manganèse réagissent chauds avec de l'acide nitrique, comme le font les acides forts restants.

Mg (s) +2 hno₃ (l) => mg (non₃)₂ (AC) + H₂ (g)

Autres

L'acide nitrique réagit avec les sulfites métalliques provoquant un sel de nitrate, un dioxyde de soufre et de l'eau.

N / A₂Swin₃ (s) +2 hno₃ (L) => 2 nano₃ (AC) + SO₂ (g) + h₂Ou (l)

Et réagit également avec les composés organiques, en remplacement d'un hydrogène par un groupe nitro; constituant ainsi la base de la synthèse de composés explosifs tels que la nitroglycérine et le trinitrotoluène (TNT).

La synthèse

Industriel

Il est produit à un niveau industriel par l'oxydation catalytique de l'ammonium, selon la méthode décrite par Oswald en 1901. La procédure se compose de trois étapes ou étapes.

Étape 1: oxydation d'ammonium à l'oxyde nitrique

L'ammonium est oxydé par l'oxygène présent dans l'air. La réaction est effectuée à 800 ºC et un ATM de 6-7, avec l'utilisation du platine comme catalyseur. L'ammonium est mélangé avec l'air avec la proportion suivante: 1 volume d'ammonium par 8 volumes d'air.

4nh₃ (g) + 5o₂ (g) => 4no (g) + 6H₂Ou (l)

Dans la réaction, l'oxyde nitrique est originaire, qui est emmené dans la chambre d'oxydation pour l'étape suivante.

Étape 2. Oxydation de l'oxyde nitrique dans le dioxyde d'azote

L'oxydation est effectuée par l'oxygène présent dans l'air à une température inférieure à 100 ºC.

2No (g) + ou₂ (g) => 2No₂ (g)

Étape 3. Dissolution de dioxyde d'azote dans l'eau

À ce stade, la formation d'acide nitrique se produit.

4₂ + 2h₂Ou + o₂=> 4hno₃

Il existe plusieurs méthodes pour l'absorption de dioxyde d'azote (non₂) Dans l'eau.

Entre autres méthodes: non₂ est diminisé à n₂SOIT₄ à basse température et à haute pression, afin d'augmenter sa solubilité dans l'eau et de produire de l'acide nitrique.

3n₂SOIT₄ + 2h₂O => 4hno₃ + 2

L'acide nitrique produit par l'oxydation de l'ammonium a une concentration entre 50 et 70%, ce qui peut être pris à 98% en utilisant de l'acide sulfurique concentré comme déshydratant, permettant d'augmenter la concentration d'acide nitrique.

Dans le laboratoire

Décomposition thermique du nitrate de cuivre (II), produisant des gaz de dioxyde d'azote et d'oxygène, qui sont passés dans l'eau pour former de l'acide nitrique; Comme dans la méthode Oswald, décrit précédemment.

2cu (non₃)₂ => 2cuo + 4no₂ + SOIT₂

Réaction d'un sel de nitrate avec h₂Swin₄ concentré. L'acide nitrique formé est séparé de H₂Swin₄ par distillation à 83 ºC (point d'ébullition acide nitrique).

Peut vous servir: pipette graduée: caractéristiques et utilisations

Kno₃ + H₂Swin₄ => Hno₃ + Khso₄

Applications

60% de la production d'acide nitrique est utilisée dans la fabrication d'engrais, en particulier le nitrate d'ammonium.
15% de la production d'acide nitrique est utilisée dans la fabrication de fibres synthétiques.
Il est utilisé dans l'élaboration des esters d'acide nitriques et nitrodérivés; comme la nitrocellulose, les peintures acryliques, le nitrobenzène, le nitrotoluène, l'acrillonitrilos, etc.
Vous pouvez ajouter des groupes nitro aux composés organiques, en mesure d'utiliser cette propriété pour fabriquer des explosifs tels que la nitroglycérine et le trinitrotoluène (TNT).
En raison de sa capacité oxydante, il est très utile dans la purification des métaux présents dans les minéraux. Il est également utilisé pour obtenir des éléments tels que l'uranium, le manganèse, le niobium, le zirconium et dans l'acidification des roches phosphoriques pour obtenir de l'acide phosphorique.
Il est mélangé avec de l'acide chlorhydrique concentré pour former "l'eau royale". Cette solution est capable de dissoudre l'or et le platine, ce qui permet son utilisation dans la purification de ces métaux.
Il est utilisé pour obtenir un effet d'ancienneté sur les meubles à base de pin. Le traitement avec une solution d'acide nitrique à 10% produit une couleur gris-or dans le bois de meuble.
Le mélange de solutions aqueuses de 5 à 30% d'acide nitrique et d'acide phosphorique de 15 à 40% est utilisée dans le nettoyage de l'équipement utilisé dans les travaux de traite, afin d'éliminer les déchets des précipités des composés de magnésium et de calcium.
Il est utile pour nettoyer le matériau en verre utilisé en laboratoire.
En raison de sa capacité de solvant, il est utilisé dans l'analyse de différents métaux à travers les techniques de spectrophotométrie d'absorption de la flamme atomique et la spectrophotométrie de la masse de couplage inductive.
La combinaison de l'acide nitrique et de l'acide sulfurique a été utilisée pour la conversion du coton commune en nitrate de cellulose (coton nitrique).
L'acide nitrique de fumer rouge et l'acide nitrique de fumer blanc sont utilisés comme oxydants pour les carburants liquides de roquette, en particulier dans le missile BOMARC.

Toxicité

En contact avec la peau, il peut provoquer des brûlures cutanées, une douleur intense et une dermatite.
En contact avec les yeux, il peut provoquer une déchirure intense et dans des cas graves, des dommages de la cornée et de la cécité.
L'inhalation des vapeurs peut provoquer une toux, une détresse respiratoire, provoquant des expositions intenses ou chroniques, des saignements de nez, de la lingingite, une bronchite chronique, une pneumonie et un œdème pulmonaire.
En raison de son ingestion, des blessures se produisent dans la bouche, la salivation, la soif intense, la douleur avaler, une douleur intense dans toute la voie digestive et le risque de forage de la paroi de la même.

Les références

Acide nitrique. Récupéré de: pubchem.NCBI.NLM.NIH.Gouvernement
Acide nitrique. Encyclopædia Britannica. Récupéré de: Britannica.com
Acide nitrique. Récupéré de: Chemicalbook.com