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No confundir con ácido nitroso .
Ácido nítrico
Descripción de la resonancia del enlace en la molécula de ácido nítrico.
Modelo de bola y palo de ácido nítrico
Modelo de llenado de espacio de resonancia de ácido nítrico
Nombres
Nombre IUPAC
Ácido nítrico
Otros nombres
Aqua fortis , Spirit of niter, Eau forte , Nitrato de hidrógeno, Acidum nitricum
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
3DMet
CHEBI
CHEMBL
ChemSpider
Tarjeta de información ECHA100.028.832 Edita esto en Wikidata
Número CE
  • 231-714-2
1576
KEGG
MallaÁcido nítrico +
Número RTECS
  • QU5775000
UNII
un numero2031
  • InChI = 1S / HNO3 / c2-1 (3) 4 / h (H, 2,3,4) chequeY
    Clave: GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYSA-N chequeY
  • InChI = 1 / HNO3 / c2-1 (3) 4 / h (H, 2,3,4)
    Clave: GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYAO
  • [N +] (= O) (O) [O-]
  • ENCENDIDO (= O) = O
Propiedades
H N O 3
Masa molar63.012  g · mol −1
AparienciaLíquido humeante incoloro, amarillo o rojo [1]
Oloracre, sofocante [1]
Densidad1,51 g cm −3 , 1,41 g cm −3 [68% p / p]
Punto de fusion −42 ° C (−44 ° F; 231 K)
Punto de ebullición 83 ° C (181 ° F; 356 K) 68% de la solución hierve a 121 ° C (250 ° F; 394 K)
Completamente miscible
log P−0,13 [2]
Presión de vapor48 mmHg (20 ° C) [1]
Acidez (p K a )−1,4 [3]
Base conjugadaNitrato
Susceptibilidad magnética (χ)
−1,99 × 10 −5  cm 3 / mol
Índice de refracción ( n D )
1.397 (16.5 ° C)
Momento bipolar
2,17 ± 0,02 D
Termoquímica
Entropía molar estándar ( S o 298 )
146 J · mol −1 · K −1 [4]
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 )
−207 kJ · mol −1 [4]
Peligros
Ficha de datos de seguridadICSC 0183
Pictogramas GHS
Palabra de señal GHSPeligro
Declaraciones de peligro GHS
H272 , H300 , H310 , H330 , H373 , H411
Consejos de prudencia del SGA
P210 , P220 , P260 , P305 + 351 + 338 , P310 , P370 + 378
NFPA 704 (diamante de fuego)
4
0
2
BUEY
punto de inflamabilidadNo es inflamable
Dosis o concentración letal (LD, LC):
LC 50 ( concentración media )
138 ppm (rata, 30 min) [1]
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.):
PEL (permitido)
TWA 2 ppm (5 mg / m 3 ) [1]
REL (recomendado)
TWA 2 ppm (5 mg / m 3 )
ST 4 ppm (10 mg / m 3 ) [1]
IDLH (peligro inmediato)
25 ppm [1]
Compuestos relacionados
Otros aniones
Ácido nitroso
Otros cationes
Nitrato de sodio Nitrato de
potasio Nitrato de
amonio
Compuestos relacionados
Pentóxido de dinitrógeno
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
chequeY verificar  ( ¿qué es   ?)chequeY☒norte
Referencias de Infobox

Ácido nítrico ( HNO 3), también conocido como aqua fortis (del latín "agua fuerte") y espíritu de niter , es un ácido mineral altamente corrosivo .

El compuesto puro es incoloro, pero las muestras más antiguas tienden a adquirir un tono amarillo debido a la descomposición en óxidos de nitrógeno y agua. La mayor parte del ácido nítrico disponible comercialmente tiene una concentración del 68% en agua. Cuando la solución contiene más del 86% de HNO 3 , se denomina ácido nítrico fumante . Dependiendo de la cantidad de dióxido de nitrógeno presente, el ácido nítrico fumante se caracteriza además como ácido nítrico fumante rojo en concentraciones superiores al 86%, o ácido nítrico fumante blanco en concentraciones superiores al 95%.

El ácido nítrico es el reactivo principal utilizado para la nitración , la adición de un grupo nitro , generalmente a una molécula orgánica . Si bien algunos compuestos nitro resultantes son explosivos sensibles a los golpes y al calor , algunos son lo suficientemente estables como para usarse en municiones y demolición, mientras que otros son aún más estables y se usan como pigmentos en tintas y tintes. El ácido nítrico también se usa comúnmente como un agente oxidante fuerte .

Propiedades físicas y químicas [ editar ]

El ácido nítrico disponible comercialmente es un azeótropo con agua a una concentración del 68% de HNO 3 . Esta solución tiene una temperatura de ebullición de 120,5 ° C a 1 atm. Se lo conoce como "ácido nítrico concentrado". El ácido nítrico concentrado puro es un líquido incoloro a temperatura ambiente.

Se conocen dos hidratos sólidos: el monohidrato (HNO 3 · H 2 O o [H 3 O] NO 3 ) y el trihidrato (HNO 3 · 3H 2 O).

Ocasionalmente se observa una escala de densidad más antigua, con ácido nítrico concentrado especificado como 42 °  Baumé . [5]

Contaminación con dióxido de nitrógeno [ editar ]

Ácido nítrico fumante contaminado con dióxido de nitrógeno amarillo.

El ácido nítrico está sujeto a descomposición térmica o ligera y, por esta razón, a menudo se almacenaba en botellas de vidrio marrón:

4 HNO 3 → 2 H 2 O + 4 NO 2 + O 2

Esta reacción puede dar lugar a algunas variaciones no despreciables en la presión de vapor por encima del líquido debido a que los óxidos de nitrógeno producidos se disuelven parcial o completamente en el ácido.

El dióxido de nitrógeno (NO 2 ) permanece disuelto en el ácido nítrico coloreándolo de amarillo o incluso rojo a temperaturas más altas. Mientras que el ácido puro tiende a emitir vapores blancos cuando se expone al aire, el ácido con dióxido de nitrógeno disuelto emite vapores de color marrón rojizo, lo que lleva a los nombres comunes "ácido nítrico humeante rojo" y "ácido nítrico humeante blanco". Los óxidos de nitrógeno (NO x ) son solubles en ácido nítrico.

Ácido nítrico humeante [ editar ]

Artículo principal: Ácido nítrico fumante rojo

El ácido nítrico fumante de calidad comercial contiene 98% de HNO 3 y tiene una densidad de 1,50 g / cm 3 . Este grado se utiliza a menudo en la industria de explosivos. No es tan volátil ni tan corrosivo como el ácido anhidro y tiene una concentración aproximada de 21,4 M.

El ácido nítrico fumante rojo , o RFNA, contiene cantidades sustanciales de dióxido de nitrógeno disuelto (NO 2 ) que deja la solución con un color marrón rojizo. Debido al dióxido de nitrógeno disuelto, la densidad del ácido nítrico fumante rojo es menor a 1.490 g / cm 3 .

Se puede preparar un ácido nítrico fumante inhibido (ya sea IWFNA o IRFNA ) mediante la adición de 0,6 a 0,7% de fluoruro de hidrógeno (HF). Este fluoruro se agrega para resistencia a la corrosión en tanques de metal. El fluoruro crea una capa de fluoruro metálico que protege el metal.

Ácido nítrico anhidro [ editar ]

Artículo principal: Ácido nítrico fumante blanco

El ácido nítrico fumante blanco, ácido nítrico puro o WFNA, está muy cerca del ácido nítrico anhidro. Está disponible como ácido nítrico al 99,9% por ensayo. Una especificación para el ácido nítrico fumante blanco es que tiene un máximo de 2% de agua y un máximo de 0,5% de NO 2 disuelto . El ácido nítrico anhidro tiene una densidad de 1,513 g / cm 3 y tiene una concentración aproximada de 24 molar. El ácido nítrico anhidro es un líquido móvil incoloro con una densidad de 1,512 g / cm 3 que solidifica a -42 ° C para formar cristales blancos [se necesita clarificación ] . A medida que se descompone en NO 2y agua, obtiene un tinte amarillo. Hierve a 83 ° C. Por lo general, se almacena en una botella ámbar de vidrio irrompible con el doble de espacio en la cabeza para permitir la acumulación de presión, pero incluso con esas precauciones, la botella debe ventilarse mensualmente para liberar la presión.

Estructura y vinculación [ editar ]

Dos representaciones de resonancia principales de HNO 3

Dos de los enlaces N – O son equivalentes y relativamente cortos (esto puede explicarse por las teorías de resonancia; las formas canónicas muestran un carácter de doble enlace en estos dos enlaces, lo que hace que sean más cortos que los enlaces N – O típicos), y el El tercer enlace N – O se alarga porque el átomo de O también está unido a un protón. [6] [7]

Reacciones [ editar ]

Propiedades ácido-base [ editar ]

El ácido nítrico normalmente se considera un ácido fuerte a temperatura ambiente. Existe cierto desacuerdo sobre el valor de la constante de disociación ácida, aunque el valor de p K a generalmente se informa como menor que -1. Esto significa que el ácido nítrico en solución diluida está completamente disociado excepto en soluciones extremadamente ácidas. El valor de p K a aumenta a 1 a una temperatura de 250 ° C. [8]

El ácido nítrico puede actuar como base con respecto a un ácido como el ácido sulfúrico :

HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ NO+
2+ H 3 O + + 2  HSO-
4; Constante de equilibrio : K ≈ 22 

El ion nitronio , NO+
2, es el reactivo activo en reacciones de nitración aromática . Dado que el ácido nítrico tiene propiedades ácidas y básicas, puede sufrir una reacción de autoprotolisis, similar a la autoionización del agua :

2 HNO 3 ⇌ NO+
2+ NO-
3+ H 2 O

Reacciones con metales [ editar ]

El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales, pero los detalles dependen de la concentración del ácido y de la naturaleza del metal. El ácido nítrico diluido se comporta como un ácido típico en su reacción con la mayoría de los metales. El magnesio , manganeso y zinc liberar H 2 :

Mg + 2 HNO 3 → Mg (NO 3 ) 2 + H 2 ( Nitrato de magnesio )
Mn + 2 HNO 3 → Mn (NO 3 ) 2 + H 2 ( Nitrato de manganeso (II) )

El ácido nítrico puede oxidar metales inactivos como el cobre y la plata . Con estos metales no activos o menos electropositivos, los productos dependen de la temperatura y la concentración de ácido. Por ejemplo, el cobre reacciona con ácido nítrico diluido a temperatura ambiente con una estequiometría de 3: 8:

3 Cu + 8 HNO 3 → 3 Cu 2+ + 2 NO + 4 H 2 O + 6 NO-
3

El óxido nítrico producido puede reaccionar con el oxígeno atmosférico para dar dióxido de nitrógeno. Con ácido nítrico más concentrado, el dióxido de nitrógeno se produce directamente en una reacción con estequiometría 1: 4:

Cu + 4 H + + 2 NO-
3→ Cu 2+ + 2 NO 2 + 2 H 2 O

Al reaccionar con ácido nítrico, la mayoría de los metales dan los correspondientes nitratos. Algunos metaloides y metales dan los óxidos; por ejemplo, Sn , As , Sb y Ti se oxidan en SnO 2 , As 2 O 5 , Sb 2 O 5 y TiO 2, respectivamente. [9]

Algunos metales preciosos , como el oro puro y los metales del grupo del platino, no reaccionan con el ácido nítrico, aunque el oro puro sí reacciona con el agua regia , una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido clorhídrico . Sin embargo, algunos metales menos nobles ( Ag , Cu , ...) presentes en algunas aleaciones de oro relativamente pobres en oro, como el oro coloreado, pueden oxidarse y disolverse fácilmente con ácido nítrico, lo que provoca cambios de color en la superficie de la aleación de oro. El ácido nítrico se utiliza como un medio barato en las joyerías para detectar rápidamente aleaciones con bajo contenido de oro (<14 quilates ) y evaluar rápidamente la pureza del oro.

Al ser un poderoso agente oxidante, el ácido nítrico reacciona violentamente con muchos compuestos no metálicos y las reacciones pueden ser explosivas. Dependiendo de la concentración de ácido, la temperatura y el agente reductor involucrado, los productos finales pueden ser variables. La reacción tiene lugar con todos los metales excepto la serie de metales nobles y ciertas aleaciones . Por regla general, las reacciones oxidantes ocurren principalmente con el ácido concentrado, favoreciendo la formación de dióxido de nitrógeno (NO 2 ). Sin embargo, las poderosas propiedades oxidantes del ácido nítrico son de naturaleza termodinámica , pero a veces sus reacciones de oxidación no son favorecidas cinéticamente . La presencia de pequeñas cantidades de ácido nitroso.(HNO 2 ) mejora en gran medida la velocidad de reacción. [9]

Aunque el cromo (Cr), el hierro (Fe) y el aluminio (Al) se disuelven fácilmente en ácido nítrico diluido, el ácido concentrado forma una capa de óxido metálico que protege la mayor parte del metal de una oxidación adicional. La formación de esta capa protectora se llama pasivación . Las concentraciones de pasivación típicas oscilan entre el 20% y el 50% por volumen (consulte ASTM A967-05). Los metales pasivados por el ácido nítrico concentrado son el hierro , el cobalto , el cromo , el níquel y el aluminio . [9]

Reacciones con no metales [ editar ]

Al ser un ácido oxidante poderoso , el ácido nítrico reacciona violentamente con muchos materiales orgánicos y las reacciones pueden ser explosivas. El grupo hidroxilo normalmente extraerá un hidrógeno de la molécula orgánica para formar agua, y el grupo nitro restante ocupará el lugar del hidrógeno. La nitración de compuestos orgánicos con ácido nítrico es el método principal de síntesis de muchos explosivos comunes, como la nitroglicerina y el trinitrotolueno (TNT). Como son posibles muchos subproductos menos estables, estas reacciones deben controlarse térmicamente con cuidado y los subproductos deben eliminarse para aislar el producto deseado.

La reacción con elementos no metálicos, con la excepción de nitrógeno, oxígeno, gases nobles , silicio y halógenos distintos del yodo, generalmente los oxida a sus estados de oxidación más altos como ácidos con la formación de dióxido de nitrógeno para ácido concentrado y óxido nítrico para diluido. ácido.

C grafito + 4 HNO 3 → CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O

o

3 C grafito + 4 HNO 3 → 3 CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O

El ácido nítrico concentrado oxida I 2 , P 4 y S 8 en HIO 3 , H 3 PO 4 y H 2 SO 4 , respectivamente. [9] Aunque reacciona con el grafito y el carbono amorfo, no reacciona con el diamante; puede separar el diamante del grafito que oxida. [10]

Prueba xantoproteica [ editar ]

El ácido nítrico reacciona con las proteínas para formar productos nitrados amarillos. Esta reacción se conoce como reacción xantoproteica . Esta prueba se lleva a cabo agregando ácido nítrico concentrado a la sustancia que se está probando y luego calentando la mezcla. Si hay proteínas que contienen aminoácidos con anillos aromáticos , la mezcla se vuelve amarilla. Al agregar una base como amoníaco , el color se vuelve naranja. Estos cambios de color son causados ​​por anillos aromáticos nitrados en la proteína. [11] [12] El ácido xantoproteico se forma cuando el ácido entra en contacto con las células epiteliales. Los respectivos cambios de color de la piel local son indicativos de precauciones de seguridad inadecuadas al manipular ácido nítrico.

Producción [ editar ]

El ácido nítrico se obtiene por reacción de dióxido de nitrógeno (NO 2 ) con agua .

4 NO 2 + 2 H 2 O → 2 HNO 3 + NO + NO 2 + H 2 O

O, abreviado:

3 NO 2 + H 2 O → 2 HNO 3 + NO

Normalmente, el óxido nítrico producido por la reacción es reoxidado por el oxígeno del aire para producir dióxido de nitrógeno adicional.

Hacer burbujas de dióxido de nitrógeno a través de peróxido de hidrógeno puede ayudar a mejorar el rendimiento de ácido.

2 NO 2 + H 2 O 2 → 2 HNO 3

Las soluciones de ácido nítrico de calidad comercial suelen tener entre 52% y 68% de ácido nítrico. La producción de ácido nítrico se realiza mediante el proceso de Ostwald , que lleva el nombre del químico alemán Wilhelm Ostwald . En este proceso, el amoníaco anhidro se oxida a óxido nítrico , en presencia de un catalizador de gasa de platino o rodio a una temperatura alta de aproximadamente 500 K y una presión de 9 atm.

4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) → 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) (ΔH = −905.2 kJ / mol)

Luego, el óxido nítrico se hace reaccionar con oxígeno en el aire para formar dióxido de nitrógeno.

2 NO (g) + O 2 (g) → 2 NO 2 (g) (ΔH = −114 kJ / mol)

Este se absorbe posteriormente en agua para formar ácido nítrico y óxido nítrico.

3 NO 2 (g) + H 2 O (l) → 2 HNO 3 (aq) + NO (g) (ΔH = −117 kJ / mol)

El óxido nítrico se recicla para su reoxidación. Alternativamente, si el último paso se realiza en el aire:

4 NO 2 (g) + O 2 (g) + 2 H 2 O (l) → 4 HNO 3 (aq)

El HNO 3 acuoso obtenido se puede concentrar por destilación hasta aproximadamente un 68% en masa. Se puede lograr una concentración adicional al 98% mediante deshidratación con H 2 SO 4 concentrado . Mediante el uso de amoníaco derivado del proceso Haber , el producto final se puede producir a partir de nitrógeno, hidrógeno y oxígeno que se derivan del aire y el gas natural como única materia prima. [13]

Síntesis de laboratorio [ editar ]

En el laboratorio, el ácido nítrico se puede producir mediante la descomposición térmica del nitrato de cobre (II) , produciendo dióxido de nitrógeno y gases de oxígeno, que luego se pasan a través del agua para dar ácido nítrico.

2 Cu (NO 3 ) 2 → 2 CuO + 4 NO 2 + O 2

Luego, siguiendo el proceso de Ostwald :

2  NO
2 + H
2O → HNO
2+ HNO
3

Alternativamente, la reacción de moles iguales de cualquier sal de nitrato, como el nitrato de sodio, con ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y la destilación de esta mezcla al punto de ebullición del ácido nítrico de 83 ° C. En el recipiente de destilación queda un residuo no volátil del hidrogenosulfato metálico. El ácido nítrico fumante rojo obtenido puede convertirse en ácido nítrico blanco. [7]

NaNO 3 + H 2 SO 4 → HNO 3 + NaHSO 4

El NO x disuelto se elimina fácilmente usando presión reducida a temperatura ambiente (10 a 30 minutos a 200  mmHg o 27  kPa ) para dar ácido nítrico fumante blanco. Este procedimiento también se puede realizar a presión y temperatura reducidas en un solo paso para producir menos dióxido de nitrógeno gaseoso. [14]

El ácido nítrico diluido puede concentrarse por destilación hasta un 68% de ácido, que es un azeótropo de máxima ebullición. En el laboratorio, la concentración adicional implica la destilación con ácido sulfúrico o nitrato de magnesio , que sirven como agentes deshidratantes. Tales destilaciones deben realizarse con aparatos de vidrio a presión reducida, para evitar la descomposición del ácido. Industrialmente, el ácido nítrico altamente concentrado se produce disolviendo dióxido de nitrógeno adicional en ácido nítrico al 68% en una torre de absorción. [15]Los óxidos de nitrógeno disueltos se eliminan en el caso de ácido nítrico fumante blanco o permanecen en solución para formar ácido nítrico fumante rojo. Más recientemente, se han desarrollado medios electroquímicos para producir ácido anhidro a partir de materia prima de ácido nítrico concentrado. [dieciséis]

Usos [ editar ]

Ácido nítrico en un laboratorio.

El principal uso industrial del ácido nítrico es para la producción de fertilizantes . El ácido nítrico se neutraliza con amoníaco para dar nitrato de amonio . Esta aplicación consume del 75 al 80% de los 26 millones de toneladas producidas anualmente (1987). Las otras aplicaciones principales son para la producción de explosivos, precursores de nailon y compuestos orgánicos especiales. [17]

Precursor de compuestos nitrogenados orgánicos [ editar ]

Ver también: nitración

En síntesis orgánica , industrial y de otro tipo, el grupo nitro es un grupo funcional versátil . Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico introduce un sustituyente nitro en varios compuestos aromáticos mediante sustitución aromática electrofílica . Muchos explosivos, como TNT , se preparan de esta manera:

C 6 H 5 CH 3 + 3 HNO 3 → C 6 H 2 ( NO 2 ) 3 CH 3 + 3 H 2 O

O el ácido sulfúrico concentrado o el oleum absorben el exceso de agua.

H 2 S 2 O 7 + H 2 O → 2 H 2 SO 4

El grupo nitro se puede reducir para dar un grupo amina , lo que permite la síntesis de compuestos de anilina a partir de varios nitrobencenos :

Utilizar como oxidante [ editar ]

El precursor del nailon , el ácido adípico , se produce a gran escala por oxidación del "aceite KA", una mezcla de ciclohexanona y ciclohexanol, con ácido nítrico. [17]

Propelente de cohete [ editar ]

El ácido nítrico se ha utilizado en diversas formas como oxidante en cohetes de combustible líquido . Estas formas incluyen ácido nítrico fumante rojo, ácido nítrico fumante blanco, mezclas con ácido sulfúrico y estas formas con inhibidor de HF. [18] El IRFNA ( ácido nítrico humeante rojo inhibido ) fue uno de los 3 componentes de combustible líquido para el misil BOMARC . [19]

Usos de nicho [ editar ]

Procesamiento de metales [ editar ]

El ácido nítrico se puede usar para convertir metales en formas oxidadas, como convertir el metal de cobre en nitrato cúprico . También se puede utilizar en combinación con ácido clorhídrico como agua regia para disolver metales nobles como el oro (como el ácido cloroáurico ). Estas sales se pueden utilizar para purificar oro y otros metales con una pureza superior al 99,9% mediante procesos de recristalización y precipitación selectiva .

Reactivo analítico [ editar ]

En el análisis elemental por ICP-MS , ICP-AES , GFAA y Flame AA, se usa ácido nítrico diluido (0.5–5.0%) como un compuesto de matriz para determinar trazas metálicas en soluciones. [20] Se requiere ácido ultrapuro de grado de metal traza para tal determinación, porque pequeñas cantidades de iones metálicos podrían afectar el resultado del análisis.

También se usa típicamente en el proceso de digestión de muestras de agua turbia, muestras de lodos, muestras sólidas, así como otros tipos de muestras únicas que requieren análisis elemental a través de ICP-MS , ICP-OES , ICP-AES , GFAA y espectroscopia de absorción atómica de llama. . Normalmente, estas digestiones utilizan una solución al 50% del HNO adquirido.
3 mezclado con Agua DI Tipo 1.

En electroquímica , el ácido nítrico se utiliza como agente de dopaje químico para semiconductores orgánicos y en procesos de purificación de nanotubos de carbono en bruto .

Carpintería [ editar ]

En una concentración baja (aproximadamente el 10%), el ácido nítrico se usa a menudo para envejecer artificialmente el pino y el arce . El color producido es un gris-dorado muy parecido a la madera muy antigua con acabado de cera o aceite ( acabado de madera ). [21]

Agente grabador y limpiador [ editar ]

Los efectos corrosivos del ácido nítrico se aprovechan para algunas aplicaciones especiales, como el grabado en grabado, el decapado de acero inoxidable o la limpieza de obleas de silicio en la electrónica. [22]

Una solución de ácido nítrico, agua y alcohol, Nital , se utiliza para grabar metales para revelar la microestructura. ISO 14104 es una de las normas que detallan este conocido procedimiento.

El ácido nítrico se usa en combinación con ácido clorhídrico o solo para limpiar cubreobjetos de vidrio y portaobjetos de vidrio para aplicaciones de microscopía de alta gama. [23] También se usa para limpiar vidrio antes de platearlo cuando se hacen espejos de plata. [24]

Las mezclas acuosas disponibles comercialmente de ácido nítrico al 5-30% y ácido fosfórico al 15-40% se usan comúnmente para limpiar equipos de alimentos y lácteos principalmente para eliminar compuestos de calcio y magnesio precipitados (ya sea depositados en la corriente del proceso o resultantes del uso de agua dura durante la producción y la limpieza). El contenido de ácido fosfórico ayuda a pasivar las aleaciones ferrosas contra la corrosión por el ácido nítrico diluido. [ cita requerida ]

El ácido nítrico se puede utilizar como prueba puntual de alcaloides como el LSD , lo que proporciona una variedad de colores según el alcaloide. [25]

Seguridad [ editar ]

El ácido nítrico es un ácido corrosivo y un poderoso agente oxidante . El mayor peligro que presenta son las quemaduras químicas , ya que lleva a cabo una hidrólisis ácida con proteínas ( amida ) y grasas ( éster ) que, en consecuencia, descompone los tejidos vivos (por ejemplo, piel y carne ). El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo debido a su reacción con la queratina . Estas manchas amarillas se vuelven anaranjadas cuando se neutralizan. [26] Sin embargo, los efectos sistémicos son poco probables y la sustancia no se considera carcinógena ni mutágena.[27]

El tratamiento estándar de primeros auxilios para los derrames de ácido sobre la piel es, al igual que para otros agentes corrosivos, la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado se continúa durante al menos 10 a 15 minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura por ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.

Al ser un agente oxidante fuerte, el ácido nítrico puede reaccionar con compuestos como cianuros , carburos o polvos metálicos de forma explosiva y con muchos compuestos orgánicos , como trementina , de forma violenta e hipergólica (es decir, autoinflamable). Por lo tanto, debe almacenarse lejos de bases y orgánicos.

Historia [ editar ]

El ácido nítrico está atestiguada primero en pseudo-Geber 's De veritatis inventione ( "en el descubrimiento de la verdad") (después de c. 1300). [28] También fue descrito por obras atribuidas a Alberto el Grande y Ramon Lull , quienes lo prepararon destilando una mezcla que contenía nitro y vitriolo verde y lo llamaron "eau forte" (aqua fortis). [29] [30]

En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber ideó un proceso para obtener ácido nítrico destilando nitrato de potasio con ácido sulfúrico. En 1776, Antoine Lavoisier citó el trabajo de Joseph Priestley para señalar que se puede convertir de óxido nítrico (que él llama "aire nitroso"), "combinado con un volumen aproximadamente igual de la parte más pura del aire común, y con un considerable cantidad de agua ". [31] [a] En 1785 Henry Cavendish determinó su composición precisa y demostró que podía sintetizarse pasando una corriente de chispas eléctricas a través del aire húmedo . [29] En 1806, Humphry Davyinformó de los resultados de extensos experimentos de electrólisis de agua destilada concluyendo que se producía ácido nítrico en el ánodo a partir del gas nitrógeno atmosférico disuelto. Usó una batería de alto voltaje y electrodos y recipientes no reactivos, como conos de electrodo de oro, que se doblaban como recipientes con puentes de amianto húmedo. [32]

La producción industrial de ácido nítrico a partir del aire atmosférico comenzó en 1905 con el proceso Birkeland-Eyde , también conocido como proceso de arco. [33] Este proceso se basa en la oxidación del nitrógeno atmosférico por el oxígeno atmosférico a óxido nítrico con un arco eléctrico de muy alta temperatura. Se obtuvieron rendimientos de hasta aproximadamente 4-5% de óxido nítrico a 3000 ° C, y menos a temperaturas más bajas. [33] [34] El óxido nítrico fue enfriado y oxidado por el oxígeno atmosférico restante a dióxido de nitrógeno, y este fue posteriormente absorbido en agua en una serie de columnas empaquetadas o columnas de placas.torres de absorción para producir ácido nítrico diluido. Las primeras torres hicieron burbujear el dióxido de nitrógeno a través de agua y fragmentos de cuarzo no reactivos. Aproximadamente el 20% de los óxidos de nitrógeno producidos permaneció sin reaccionar, por lo que las torres finales contenían una solución alcalina para neutralizar el resto. [35] El proceso requería mucha energía y fue rápidamente desplazado por el proceso de Ostwald una vez que estuvo disponible amoníaco barato.

Otro método de producción temprano fue inventado por el ingeniero francés Albert Nodon alrededor de 1913. Su método producía ácido nítrico a partir de la electrólisis del nitrato de calcio convertido por bacterias a partir de materia nitrogenada en turberas. Una olla de barro rodeada de cal se hundió en la turba y se estacó con madera alquitranada para hacer un compartimento para el ánodo de carbono alrededor del cual se forma el ácido nítrico. Se bombeó ácido nítrico desde un tubo de vidrio [36] que se hundió hasta el fondo de la olla. Se bombeó agua dulce a la parte superior a través de otra tubería de vidrio para reemplazar el líquido extraído. El interior estaba lleno de coca. Se hundieron cátodos de hierro fundido en la turba que lo rodeaba. La resistencia era de unos 3 ohmios por metro cúbico y la potencia suministrada era de unos 10 voltios. La producción de un depósito fue de 800 toneladas por año. [36] [37]

Una vez que se introdujo el proceso Haber para la producción eficiente de amoníaco en 1913, la producción de ácido nítrico a partir de amoníaco mediante el proceso Ostwald superó la producción del proceso Birkeland-Eyde. Este método de producción todavía se utiliza en la actualidad.

Notas [ editar ]

  1. ^ Continúa señalando que "aire nitroso" es lo contrario, o "ácido nítrico privado de aire y agua". [31]

Referencias [ editar ]

  1. ^ a b c d e f g Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos. "# 0447" . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  2. ^ "ácido nítrico_msds" .
  3. ^ Bell, RP (1973), The Proton in Chemistry (2.a ed.), Ithaca, NY: Cornell University Press
  4. ↑ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos 6th Ed . Compañía Houghton Mifflin. pag. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
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Enlaces externos [ editar ]

  • Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos
  • Inventario Nacional de Contaminantes - Hoja de datos de ácido nítrico
  • Calculadoras: tensiones superficiales y densidades, molaridades y molalidades de ácido nítrico acuoso