- Estrutura do ácido nítrico
- Estruturas de ressonância
- Propriedades físicas e químicas
- Nomes químicos
- Peso molecular
- Aspecto físico
- Odor
- Ponto de ebulição
- Ponto de fusão
- Solubilidade em água
- Densidade
- Densidade relativa
- Densidade relativa do vapor
- Pressão de vapor
- Decomposição
- Viscosidade
- Corrosão
- Entalpia Molar de Vaporização
- Entalpia molar padrão
- Entropia molar padrão
- Tensão superficial
- Limiar de odor
- Constante de dissociação
- Índice de refração (η / D)
- Reações químicas
- Hidratação
- Dissociação em água
- Formação de sal
- Protonação
- Autoprotólise
- Oxidação de metal
- De outros
- Síntese
- Industrial
- Estágio 1: Oxidação de amônio em óxido nítrico
- Estágio 2. Oxidação de óxido nítrico em dióxido de nitrogênio
- Fase 3. Dissolução do dióxido de nitrogênio na água
- No laboratório
- Formulários
- Produção de fertilizantes
- Industrial
- Purificador de metal
- Água real
- Mobília
- Limpeza
- Fotografia
- Outras
- Toxicidade
- Referências
O 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). Deste ponto em diante, é talvez o "mais fraco" de muitos ácidos fortes conhecidos.
Sua aparência física consiste em um líquido incolor que muda para uma cor amarelada ao ser armazenado, devido à formação de gases nitrogênio. Sua fórmula química é HNO 3.
Fonte: Aleksander Sobolewski via Wikimedia Commons
É um pouco instável, em ligeira decomposição devido à exposição ao sol. Além disso, pode ser completamente decomposto pelo aquecimento, dando origem a dióxido de nitrogênio, água e oxigênio.
A imagem acima mostra um pouco de ácido nítrico contido em um frasco volumétrico. Nota-se sua coloração amarela, indicativa de decomposição parcial.
É utilizado na fabricação de nitratos inorgânicos e orgânicos, bem como em compostos nitrosos que são utilizados na fabricação de fertilizantes, explosivos, agentes intermediários para tinturas e diversos compostos químicos orgânicos.
Esse ácido já era conhecido pelos alquimistas do século VIII, que eles chamavam de "agua fortis". O químico alemão Johan Rudolf Glauber (1648) projetou um método para sua preparação, que consistia em aquecer o nitrato de potássio com ácido sulfúrico.
É preparado industrialmente seguindo o método de Wilhelm Oswald (1901). O método, em linhas gerais, consiste na oxidação catalítica do amônio, com a geração sucessiva de óxido nítrico e dióxido de nitrogênio para formar ácido nítrico.
Na atmosfera, o NO 2 produzido pela atividade humana reage com a água nas nuvens, formando o HNO 3. Depois, durante as chuvas ácidas, precipita-se junto com as gotas d'água, corroendo, por exemplo, as estátuas de praças públicas.
O ácido nítrico é um composto muito tóxico e a exposição contínua aos seus vapores pode causar bronquite crônica e pneumonia química.
Estrutura do ácido nítrico
Fonte: Ben Mills, do Wikimedia Commons
A imagem superior mostra a estrutura de uma molécula de HNO 3 com um modelo de esferas e barras. O átomo de nitrogênio, a esfera azul, está localizado no centro, rodeado por uma geometria plana trigonal; no entanto, o triângulo é distorcido por um de seus vértices mais longos.
As moléculas de ácido nítrico ficam planas. As ligações N = O, NO e N-OH constituem os vértices do triângulo plano. Se você olhar de perto, a ligação N-OH é mais alongada do que as outras duas (onde a esfera branca que representa o átomo H é encontrada).
Estruturas de ressonância
Existem dois links com o mesmo comprimento: N = 0 e NO. Esse fato vai contra a teoria das ligações de valência, em que as ligações duplas são mais curtas do que as ligações simples. A explicação para isso está no fenômeno da ressonância, conforme pode ser visto na imagem abaixo.
Fonte: Ben Mills, do Wikimedia Commons
Ambas as ligações, N = O e NO, são, portanto, equivalentes em termos de ressonância. Isso é representado graficamente no modelo de estrutura usando uma linha tracejada entre dois átomos de O (consulte a estrutura).
Quando o HNO 3 é desprotonado, o ânion nitrato estável NO 3 - é formado. Nele, a ressonância agora envolve todos os três átomos de O. Esta é a razão pela qual o HNO 3 tem uma alta acidez de Bronsted-Lowry (espécie doadora de íons H +).
Propriedades físicas e químicas
Nomes químicos
-Ácido nítrico
-Ácido azótico
-Nitrato de hidrogênio
-Agua fortis.
Peso molecular
63,012 g / mol.
Aspecto físico
Líquido incolor ou amarelo claro, que pode se tornar marrom avermelhado.
Odor
Característica pungente e sufocante.
Ponto de ebulição
181 ° F a 760 mmHg (83 ° C).
Ponto de fusão
-41,6 ° C
Solubilidade em água
Muito solúvel e miscível com água.
Densidade
1,513 g / cm 3 a 20 ° C
Densidade relativa
1,50 (em relação à água = 1).
Densidade relativa do vapor
2 ou 3 vezes estimado (em relação ao ar = 1).
Pressão de vapor
63,1 mmHg a 25 ° C
Decomposição
Por exposição à umidade atmosférica ou ao calor, pode se decompor formando peróxido de nitrogênio. Quando aquecido até a decomposição, ele emite uma fumaça altamente tóxica de óxido de nitrogênio e nitrato de hidrogênio.
O ácido nítrico não é estável, podendo se decompor em contato com o calor e exposição à luz solar, emitindo dióxido de nitrogênio, oxigênio e água.
Viscosidade
1.092 mPa a 0 ° C e 0,617 mPa a 40 ° C.
Corrosão
É capaz de atacar todos os metais básicos, exceto alumínio e aço crômico. Ataca algumas das variedades de plásticos, borrachas e revestimentos. É uma substância cáustica e corrosiva, por isso deve ser manuseada com extremo cuidado.
Entalpia Molar de Vaporização
39,1 kJ / mol a 25 ° C
Entalpia molar padrão
-207 kJ / mol (298 ° F).
Entropia molar padrão
146 kJ / mol (298 ° F).
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 odor
-Baixo odor: 0,75 mg / m 3
-Alto odor: 250 mg / m 3
-Concentração irritante: 155 mg / m 3.
Constante de dissociação
pKa = -1,38.
Índice de refração (η / D)
1,393 (16,5 ° C).
Reações químicas
Hidratação
-Pode formar hidratos sólidos, como HNO 3 ∙ H 2 O e HNO 3 ∙ 3H 2 O: “gelo nítrico”.
Dissociação em água
O ácido nítrico é um ácido forte que se ioniza rapidamente na água das seguintes maneiras:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (aq) + NO 3 -
Formação de sal
Reage com óxidos básicos para formar um sal nitrato e água.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3) 2 (aq) + H 2 O (l)
Da mesma forma, reage com bases (hidróxidos), formando um sal de nitrato e água.
NaOH (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l)
E também com carbonatos e carbonatos ácidos (bicarbonatos), formando também dióxido de carbono.
Na 2 CO 3 (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Protonação
O ácido nítrico também pode se comportar como uma base. Por isso, pode reagir com o ácido sulfúrico.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -
Autoprotólise
O ácido nítrico sofre autoprotólise.
2HNO 3 <=> NO 2 + + NO 3 - + H 2 O
Oxidação de metal
Na reação com metais, o ácido nítrico não se comporta como ácidos fortes, que reagem com os metais, formando o sal correspondente e liberando hidrogênio na forma gasosa.
No entanto, o magnésio e o manganês reagem quentes com o ácido nítrico, assim como os outros ácidos fortes.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3) 2 (aq) + H 2 (g)
De outros
O ácido nítrico reage com os sulfitos metálicos para formar um sal nitrato, dióxido de enxofre e água.
Na 2 SO 3 (s) + 2 HNO 3 (l) => 2 NaNO 3 (aq) + SO 2 (g) + H 2 O (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 a nitroglicerina e o trinitrotolueno (TNT).
Síntese
Industrial
É produzido a nível industrial pela oxidação catalítica do amônio, segundo o método descrito por Oswald em 1901. O processo consiste em três etapas ou etapas.
Estágio 1: Oxidação de amônio em óxido nítrico
O amônio é oxidado pelo oxigênio do ar. A reação é realizada a 800ºC e a uma pressão de 6-7 atm, com o uso de platina como catalisador. A amônia é misturada com o ar na seguinte proporção: 1 volume de amônia para 8 volumes de ar.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
O óxido nítrico é produzido na reação, que é levado à câmara de oxidação para a próxima etapa.
Estágio 2. Oxidação de óxido nítrico em dióxido de nitrogênio
A oxidação é realizada pelo oxigênio presente no ar a uma temperatura inferior a 100ºC.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Fase 3. Dissolução do dióxido de nitrogênio na água
Nesta fase ocorre a formação de ácido nítrico.
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 => 4HNO 3
Existem vários métodos para a absorção de dióxido de nitrogênio (NO 2) na água.
Entre outros métodos: o NO 2 é dimerizado em N 2 O 4 em baixas temperaturas e alta pressão, a fim de aumentar sua solubilidade em água e produzir ácido nítrico.
3N 2 O 4 + 2H 2 O => 4HNO 3 + 2NO
O ácido nítrico produzido pela oxidação do amônio tem uma concentração entre 50-70%, que pode ser levada a 98% utilizando o ácido sulfúrico concentrado como desidratante, permitindo aumentar a concentração do ácido nítrico.
No laboratório
Decomposição térmica do nitrato de cobre (II), produzindo dióxido de nitrogênio e gases oxigênio, que passam pela água para formar ácido nítrico; como no método Oswald, anteriormente descrito.
2Cu (NO 3) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
Reação de um sal nitrato com H 2 SO 4 concentrado. O ácido nítrico formado é separado do H 2 SO 4 por destilação a 83 ° C (ponto de ebulição do ácido nítrico).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
Formulários
Produção de fertilizantes
60% da produção de ácido nítrico é utilizada na fabricação de fertilizantes, principalmente nitrato de amônio.
Esta é caracterizada por sua alta concentração de nitrogênio, um dos três principais nutrientes das plantas, sendo o nitrato utilizado imediatamente pelas plantas. Enquanto isso, a amônia é oxidada por microorganismos presentes no solo e é usada como fertilizante de longo prazo.
Industrial
-15% da produção de ácido nítrico é usado na fabricação de fibras sintéticas.
-É utilizado na produção de ésteres de ácido nítrico e derivados de nitro; tais como nitrocelulose, tintas acrílicas, nitrobenzeno, nitrotolueno, acrilonitrilos, etc.
-Você pode adicionar grupos nitro a compostos orgânicos, e esta propriedade pode ser usada para fazer explosivos como nitroglicerina e trinitrotolueno (TNT).
-O ácido adípico, um precursor do náilon, é produzido em grande escala pela oxidação da ciclohexanona e do ciclohexanol pelo ácido nítrico.
Purificador de metal
O ácido nítrico devido à sua capacidade oxidante, é muito útil na purificação de metais presentes nos minerais. Da mesma forma, é utilizado na obtenção de elementos como urânio, manganês, nióbio e zircônio e na acidificação de rochas fosfóricas para obtenção de ácido fosfórico.
Água real
É misturado com ácido clorídrico concentrado para formar "água régia". Esta solução é capaz de dissolver ouro e platina, o que permite seu uso na purificação desses metais.
Mobília
O ácido nítrico é usado para obter um efeito antigo em móveis de pinho. O tratamento com solução de ácido nítrico a 10% produz uma coloração cinza-ouro na madeira dos móveis.
Limpeza
- A mistura de soluções aquosas de ácido nítrico 5-30% e ácido fosfórico 15-40% é utilizada na limpeza do equipamento utilizado no trabalho de ordenha, a fim de eliminar os resíduos dos precipitados dos compostos de magnésio e cálcio.
-É útil na limpeza de vidrarias utilizadas em laboratório.
Fotografia
-O ácido nítrico tem sido utilizado em fotografia, especificamente como aditivo para desenvolvedores de sulfato ferroso no processo de placa úmida, com o objetivo de promover uma cor mais branca em ambrótipos e estanho.
- Foi utilizado para baixar o pH do banho de prata das placas de colódio, o que permitiu obter uma redução no aparecimento de uma névoa que interferia nas imagens.
Outras
- Devido à sua capacidade solvente, é utilizado na análise de diferentes metais por técnicas de espectrofotometria de absorção atômica com chama e espectrofotometria de massa com plasma indutivamente acoplado.
-A combinação de ácido nítrico e ácido sulfúrico foi usada para a conversão do algodão comum em nitrato de celulose (algodão nítrico).
-O medicamento Salcoderm de uso externo é utilizado no tratamento de neoplasias benignas da pele (verrugas, calosidades, condilomas e papilomas). Possui propriedades de cauterização, alívio da dor, irritação e coceira. O ácido nítrico é o principal componente da fórmula do medicamento.
-O ácido nítrico fumante vermelho e ácido nítrico fumante branco são usados como oxidantes para combustíveis líquidos para foguetes, especialmente no míssil BOMARC.
Toxicidade
-Em contato com a pele, pode causar queimaduras na pele, dores intensas e dermatites.
-Em contato com os olhos pode causar dores intensas, lacrimejamento e em casos graves, danos à córnea e cegueira.
-A inalação dos vapores pode causar tosse, dificuldade respiratória, causando hemorragias nasais, laringite, bronquite crônica, pneumonia e edema pulmonar em exposições intensas ou crônicas.
-Devido à sua ingestão, há lesões na boca, salivação, sede intensa, dor ao engolir, dor intensa em todo o trato digestivo e risco de perfuração da parede do mesmo.
Referências
- Wikipedia. (2018). Ácido nítrico. Recuperado de: en.wikipedia.org
- PubChem. (2018). Ácido nítrico. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Os editores da Encyclopaedia Britannica. (23 de novembro de 2018). Ácido nítrico. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
- Shrestha B. (nd). Propriedades do ácido nítrico e utilizações. Guia de química: tutoriais para aprendizagem de química. Recuperado de: chem-guide.blogspot.com
- Livro Químico. (2017). Ácido nítrico. Recuperado de: chemicalbook.com
- Imanol. (10 de setembro de 2013). Produção de ácido nítrico. Recuperado de: ingenieriaquimica.net