O ácido nítrico é um composto inorgânico consistindo de um oxoácido de azoto. É considerado um ácido forte, embora seu pKa (-1,4) seja semelhante ao pKa do íon hidrônio (-1,74). A partir deste ponto, é talvez 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 o HNO 3 .
É um pouco instável, experimentando uma leve decomposição da exposição à luz solar. Além disso, ele pode se decompor completamente por aquecimento, causando dióxido de nitrogênio, água e oxigênio.
Algum ácido nítrico contido em um balão volumétrico é mostrado na imagem acima. Você pode notar sua coloração amarela, indicativa de uma decomposição parcial.
É utilizado na fabricação de nitratos inorgânicos e orgânicos, bem como em compostos nitrosos utilizados na fabricação de fertilizantes, explosivos, intermediários de corantes e diferentes compostos químicos orgânicos.
Esse ácido já era conhecido pelos alquimistas do século VIII, que eles chamavam de “água fortis”. O químico alemão Johan Rudolf Glauber (1648) projetou um método para sua preparação, que consistia em aquecer nitrato de potássio com ácido sulfúrico .
É preparado industrialmente seguindo o método projetado por Wilhelm Oswald (1901). O método, em geral, consiste na oxidação catalítica do amônio, com a geração sucessiva de óxido nítrico e dióxido de nitrogênio para formar o ácido nítrico.
Na atmosfera, o NO 2 produzido pela atividade humana reage com a água das nuvens, formando o HNO 3 . Então, durante as chuvas ácidas, precipita junto com as gotas de chuva que comem, por exemplo, as estátuas das praças públicas.
O ácido nítrico é um composto muito tóxico e a exposição contínua a seus vapores pode causar bronquite crônica e pneumonia química.
Estrutura de ácido nítrico
A estrutura de uma molécula de HNO 3 com um modelo de esfera e barra é mostrada na imagem acima . O átomo de nitrogênio, a esfera azul, está localizado no centro, cercado por uma geometria do plano trigonal; no entanto, o triângulo é distorcido por um de seus vértices mais longos.
As moléculas de ácido nítrico são então planas. As ligações N = O, NO e N-OH formam os vértices do triângulo plano. Se observada em detalhes, a ligação N-OH é mais alongada do que as outras duas (onde a esfera branca está localizada representando o átomo H).
Estruturas de ressonância
Existem dois links que têm o mesmo comprimento: N = O e NO. Esse fato contraria a teoria dos elos de Valência, onde se prevê que as ligações duplas sejam mais curtas que os simples. A explicação disso está no fenômeno da ressonância, como pode ser visto na imagem abaixo.
Ambos os links, 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 nitrato aniônico estável NO 3 – é formado . Nele, a ressonância agora envolve os três átomos de O. Essa é a razão pela qual o HNO 3 possui uma grande acidez de Bronsted-Lowry (espécie doadora de íons H + ).
Propriedades físicas e químicas
Nomes químicos
-Ácido nítrico
-Ácido azótico
-Nitrato de hidrogênio
Fortis água.
Peso molecular
63,012 g / mol.
Aspecto físico
Líquido incolor ou amarelo pálido, que pode ficar marrom avermelhado.
Cheiro
Acre, característica 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 ou calor atmosférico, ele pode se decompor, formando peróxido de nitrogênio. Quando aquecido até a decomposição, emite uma fumaça muito tóxica de óxido de nitrogênio e nitrato de hidrogênio.
O ácido nítrico não é estável, podendo se decompor em contato com o calor e a exposição à luz solar e emitir 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 o alumínio e o aço crômico. Ataca algumas das variedades de material plástico, borrachas e revestimentos. Como é uma substância cáustica e corrosiva, deve ser manuseada com extrema cautela.
Entalpia molar de vaporização
39,1 kJ / mol a 25 ° C.
Entalpia molar padrão
-207 kJ / mol (298 ºF).
Entropia molar padrão
146 kJ / mol (298 ºF).
Tensão superficial
-0,04356 N / m a 0 ° C
-0,04115 N / m a 20 ° C
-0,0376 N / m a 40 ° C
Limiar de odor
-Cheiro baixo: 0,75 mg / m 3
-Odor alto: 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).
Reacções químicas
Hidratação
-Você pode formar hidratos sólidos, como HNO 3 ∙ H 2 O e HNO 3 ∙ 3 H 2 O: “gelo nítrico”.
Dissociação de água
O ácido nítrico é um ácido forte que ioniza rapidamente na água da seguinte forma:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (aq) + NO 3 –
Formação de sal
Reage com óxidos básicos, formando um nitrato de sal e água.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3 ) 2 (aq) + H 2 O (l)
Também reage com as bases (hidróxidos), formando um nitrato de sal e água.
NaOH (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l)
E também com carbonatos e carbonatos ácidos (bicarbonatos), também formando 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 base. Por esse motivo, pode reagir com ácido sulfúrico.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 –
AutoProtólise
O ácido nítrico sofre auto-hidrólise.
2HNO 3 <=> NO 2 + + NO 3 – + H 2 S
Oxidação de metais
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 a quente com ácido nítrico, assim como os outros ácidos fortes.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3 ) 2 (aq) + H 2 (g)
Outros
O ácido nítrico reage com os sulfitos metálicos, causando um sal de 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 nitroglicerina e trinitrotolueno (TNT).
Síntese
Industrial
É produzido em nível industrial por oxidação catalítica de amônio, de acordo com o método descrito por Oswald em 1901. O procedimento consiste em três etapas ou etapas.
Etapa 1: Oxidação de amônio em óxido nítrico
O amônio é oxidado pelo oxigênio presente no ar. A reação é realizada a 800 ° C e a uma pressão de 6-7 atm, com o uso de platina como catalisador. A amônia é misturada ao ar com a seguinte proporção: 1 volume de amônio por 8 volumes de ar.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
O óxido nítrico se origina na reação, que é levada para a câmara de oxidação para o próximo estágio.
Etapa 2. Oxidação do óxido nítrico no dióxido de nitrogênio
A oxidação é realizada pelo oxigênio presente no ar a uma temperatura abaixo de 100 ° C.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Etapa 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 para N 2 O 4 a baixas temperaturas e alta pressão, a fim de aumentar sua solubilidade na 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 aumentada para 98% usando o ácido sulfúrico concentrado como desidratador, permitindo aumentar a concentração de ácido nítrico.
No laboratório
Decomposição térmica de nitrato de cobre (II), produzindo dióxido de nitrogênio e gases de oxigênio, que são passados através da água para formar ácido nítrico; como no método de Oswald, descrito acima.
2Cu (NO 3 ) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
A reacção de um sal de nitrato com H 2 SO 4 concentrado. O ácido nítrico formado é separado a partir de H 2 SO 4 por destilação a 83 ° C (ponto de ebulição de ácido nítrico).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
Usos
Produção de fertilizantes
60% da produção de ácido nítrico é usado na fabricação de fertilizantes, especialmente nitrato de amônio.
Isso se caracteriza por sua alta concentração de nitrogênio, um dos três principais nutrientes das plantas, usando nitrato imediatamente pelas plantas. Enquanto isso, o amônio é oxidado por microorganismos presentes no solo e é usado como fertilizante a longo prazo.
Industrial
-15% da produção de ácido nítrico é usada na fabricação de fibras sintéticas.
-É utilizado na elaboração de ésteres de ácido nítrico e derivados nitro; como nitrocelulose, tintas acrílicas, nitrobenzeno, nitrotolueno, acrilonitrilos, etc.
-Você pode adicionar grupos nitro a compostos orgânicos, podendo usar essa propriedade para produzir explosivos como nitroglicerina e trinitrotolueno (TNT).
– O ácido adípico, um precursor do nylon, é produzido em larga escala pela oxidação da ciclohexanona e ciclohexanol pelo ácido nítrico.
Purificador de metal
O ácido nítrico, devido à sua capacidade oxidante, é muito útil na purificação de metais presentes em minerais. Também é usado para obter elementos como urânio, manganês, nióbio, zircônio e acidificação de rochas fosfóricas para obter ácido fosfórico.
Água régia
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.
Móveis
O ácido nítrico é usado para obter um efeito da antiguidade em móveis feitos de madeira de pinho. O tratamento com uma solução de ácido nítrico a 10% produz uma cor cinza-dourada 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 na ordenha, a fim de eliminar os resíduos dos precipitados dos compostos de magnésio e cálcio
-É útil na limpeza do material de vidro usado no laboratório.
Fotografia
-O ácido nítrico tem sido utilizado na fotografia, especificamente como aditivo para desenvolvedores de sulfato ferroso no processo de placa úmida, com o objetivo de promover uma cor mais branca nos ambrotipos e ferrotipos.
– Foi utilizado para baixar o pH do banho de prata das placas de colódio, o que permitiu obter uma redução na aparência de um nevoeiro que interferia nas imagens.
Outros
-Devido à sua capacidade de solvente, é utilizado na análise de diferentes metais por meio de técnicas de espectrofotometria de absorção atômica com chama e espectrofotometria de massa plasmática por acoplamento indutivo.
-A combinação de ácido nítrico e ácido sulfúrico foi usada para a conversão de algodão comum em nitrato de celulose (algodão nítrico).
-O medicamento Salcoderm para uso externo, é utilizado no tratamento de neoplasias benignas da pele (verrugas, calos, 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 para fumar vermelho e o ácido nítrico para fumar branco são usados como oxidantes para combustíveis líquidos de foguetes, especialmente no míssil BOMARC.
Toxicidade
-Em contato com a pele, pode causar queimaduras, dor intensa e dermatite.
-Em contato com os olhos, pode causar dor intensa, lacrimejamento e, em casos graves, danos à córnea e cegueira.
-A inalação de vapores pode causar tosse, dificuldade respiratória, causando hemorragias nasais graves ou crônicas, laringite, bronquite crônica, pneumonia e edema pulmonar.
– Devido à sua ingestão, lesões na boca, salivação, sede intensa, dor para engolir, dor intensa em todo o trato digestivo e risco de perfuração da parede da boca.
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. (sf). Propriedades do ácido nítrico e usos. Guia de Química: tutoriais para o aprendizado 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 em: ingenieriaquimica.net