Ácido nítrico: importante pero peligroso reactivo quimico

Reactivos químicos, equipos e instrumentos de laboratorio, así como cristalería de laboratorio de vidrio o de otros materiales son componentes de cualquier laboratorio industrial o de investigación moderno. En esta lista, al igual que hace muchos siglos, un lugar especial lo ocupan las sustancias y compuestos, ya que representan la principal base química, sin la cual es imposible realizar ninguno, ni siquiera el más simple experimento o análisis.

La química moderna tiene una gran cantidad de reactivos químicos: álcalis, ácidos, reactivos, sales y otros. Entre ellos, los ácidos son el grupo más común. Los ácidos son compuestos complejos que contienen hidrógeno cuyos átomos pueden ser reemplazados por átomos metálicos. El ámbito de su aplicación es extenso. Abarca muchas ramas de producción: química, construcción de maquinaria, refinación de petróleo, alimentos, así como medicina, farmacología, cosmetología; ampliamente utilizado en la vida cotidiana.

Ácido nítrico y su definición.

se refiere a ácidos monobásicos y es un reactivo fuerte. Es un líquido transparente, que puede tener un tinte amarillento cuando se almacena durante mucho tiempo en una habitación cálida, ya que los óxidos de nitrógeno se acumulan en él a temperatura positiva (ambiente). Cuando se calienta o se expone a la luz solar directa, se vuelve marrón debido al proceso de liberación de dióxido de nitrógeno. Fuma en contacto con el aire. Este ácido es un agente oxidante fuerte con un olor acre que reacciona con la mayoría de los metales (a excepción del platino, rodio, oro, tantalio, iridio y algunos otros), convirtiéndolos en óxidos o nitratos. Este ácido es altamente soluble en agua y, en cualquier proporción, de forma limitada, en éter.

La forma de liberación del ácido nítrico depende de su concentración:

- regular - 65%, 68%;
- ahumado - 86% o más. El color del "humo" puede ser blanco si la concentración está entre el 86% y el 95%, o rojo por encima del 95%.

Recibo

Actualmente, la producción de ácido nítrico de alta o baja concentración pasa por las siguientes etapas:
1. proceso de oxidación catalítica de amoníaco sintético;
2. como resultado - obtener una mezcla de gases nitrosos;
3. absorción de agua;
4. el proceso de concentración de ácido nítrico.

Almacenamiento y transporte

Este reactivo es el ácido más agresivo, Por lo tanto, se plantean los siguientes requisitos para su transporte y almacenamiento:
- almacenar y transportar en tanques especiales herméticamente cerrados hechos de acero al cromo o aluminio, así como en botellas hechas de vidrio de laboratorio.

Cada contenedor está marcado con la inscripción "Peligroso".

¿Dónde se usa el químico?

El alcance del ácido nítrico es actualmente enorme. Cubre muchas industrias tales como:
- química (producción de explosivos, tintes orgánicos, plásticos, sodio, potasio, plásticos, algunos tipos de ácidos, fibras artificiales);
- agrícola (producción de fertilizantes minerales nitrogenados o salitre);
- metalúrgico (disolución y decapado de metales);
- farmacológico (incluido en preparaciones para la eliminación de formaciones de la piel);
- producción de joyas (determinación de la pureza de metales preciosos y aleaciones);
- militar (incluido en explosivos como agente nitrante);
- cohete y espacio (uno de los componentes del combustible para cohetes);
- medicamento (para la cauterización de verrugas y otras formaciones de la piel).

Medidas de precaución

Cuando se trabaja con ácido nítrico, se debe tener en cuenta que este reactivo químico es un ácido fuerte, que pertenece a las sustancias de la tercera clase de peligro. Existen reglas especiales para los empleados de laboratorio, así como para las personas autorizadas a trabajar con dichas sustancias. Para evitar el contacto directo con el reactivo, todo trabajo debe realizarse estrictamente con ropa especial, que incluye: guantes y zapatos a prueba de ácido, overol, guantes de nitrilo, así como anteojos y respiradores, como medio de protección de los órganos respiratorios y de la visión. El incumplimiento de estos requisitos puede tener las consecuencias más graves: en caso de contacto con la piel, quemaduras, úlceras y, si se inhala, envenenamiento, hasta edema pulmonar.

La química moderna es una ciencia que opera con una gran cantidad de reactivos. Estos pueden ser sales, reactivos, álcalis. Pero el grupo más numeroso son los ácidos. Estos son compuestos complejos a base de hidrógeno. En este caso, los átomos extraños aquí pueden ser reemplazados por átomos metálicos. Los ácidos se utilizan en diversas ramas de la actividad humana. Por ejemplo, en la medicina, la industria alimentaria, en la producción de artículos para el hogar. Es por ello que este grupo de reactivos debe ser especialmente estudiado.

Información básica sobre el ácido nítrico

Este es un reactivo fuerte que pertenece a la categoría de ácidos monocomponentes. Parece un líquido transparente normal. A veces hay un tinte amarillento. Esto se debe al hecho de que a una temperatura cálida, el óxido nítrico se acumula en la superficie. El dióxido de nitrógeno también puede aparecer como un precipitado marrón. Pero sucede bajo el sol. Cuando se expone al aire, el ácido comienza a humear fuertemente. Además, normalmente reacciona con los metales. Se disuelve perfectamente en agua, pero en el caso del éter existen una serie de limitaciones.

¿Qué formas de liberación existen? En total, se comparten dos: ordinario (concentración 65-68%) y ahumado (al menos 85%). En este caso, el color del humo puede variar mucho. Si la concentración es 86-95%, entonces es blanco. ¿Es el porcentaje más alto? Entonces verás rojo.

Proceso de recibo

Hoy no difiere tanto en el caso de concentración fuerte como débil. Se puede dividir en varias etapas.

Se produce la oxidación cristalina del amoníaco sintético.
Es necesario esperar hasta que se formen gases nitrosos.
Se absorbe toda el agua contenida en la composición.
En la etapa final, es necesario esperar hasta que el ácido alcance la concentración requerida.

¿Cómo es el almacenamiento y el transporte?

Este reactivo no pertenece a la categoría de particularmente agresivo. Por lo tanto, no hay tantos requisitos para el almacenamiento y el transporte. Se requiere mantener el ácido en recipientes herméticos hechos de aluminio o acero al cromo. El vidrio de laboratorio también es adecuado. En cuanto a los tanques, deben estar marcados como "Peligrosos". Lo mismo se aplica a los contenedores pequeños.

Precauciones de uso

Este reactivo químico pertenece a los ácidos fuertes. Tiene clase de peligro III. Aquellas personas a las que se les permita trabajar con esta sustancia deben recibir la instrucción adecuada. En la habitación debe estar en ropa especial. Incluye overoles, guantes, respiradores, goggles. Se requiere equipo de protección respiratoria y ocular individual. Las consecuencias del incumplimiento de los requisitos de seguridad pueden ser graves. Si el ácido entra en contacto con la piel, causará quemaduras y úlceras. ¿Lo inhalarás? Entonces te intoxicarás mucho o incluso tendrás edema pulmonar. Por eso en los laboratorios es necesario organizar un seguimiento constante, pedir a los empleados que sean instruidos sobre las medidas de seguridad.

¿Dónde se usa el ácido nítrico?

Debido a sus propiedades químicas, este ácido se utiliza en muchas industrias. Deben destacarse algunos. En primer lugar, es la industria. Con él, puedes sintetizar fácilmente fibras artificiales. Además, a menudo el ácido nítrico es el componente principal en la fabricación de aceite de motor. Seguro que sabes que se utiliza en metalurgia. Con él, puede disolver y grabar metales. Existe un ácido nítrico industrial especial que resuelve mejor los problemas descritos.

Aplicación en la vida cotidiana

Se utiliza para fabricar productos que le permiten limpiar eficazmente las joyas en el hogar. Pero debe tener mucho cuidado de no permitir que estos productos entren en contacto con la piel. Con riego por goteo, se puede usar ácido nítrico como limpiador. Una concentración del 60% será suficiente para eliminar sales o disolver sedimentos en un sistema de goteo.

¿Cuál es la aplicación en medicina?

Si observa la composición de algunos medicamentos, verá que contienen ácido nítrico. Por ejemplo, el 30% se usa para combatir las verrugas. También a menudo este componente se agrega a los medios para combatir las úlceras pépticas. Es un excelente antiséptico con propiedades astringentes.

Uso agrícola

Los agrónomos necesitan fertilizantes minerales para enriquecer el cultivo. Algunos de ellos contienen ácido nítrico. Pero es necesario calcular claramente la dosis para que las verduras y frutas resultantes no causen ningún daño a la salud. Si hay demasiado ácido, los nitratos se acumularán en los cultivos. Hay varios tipos de fertilizantes a base de ácido: amida, amoníaco, nitrato.

Pero este reactivo tiene sales, que se usan aún más a menudo en la agricultura. Se añaden a algunos medicamentos que se dan a los animales.

¿Qué se puede decir en conclusión?

Como puede ver, el ácido nítrico es un componente muy importante que se usa en una gran cantidad de industrias. Sin ella, sería imposible imaginar la vida moderna. Y los químicos regularmente encuentran dónde más se puede usar este reactivo.

En contacto con

El ácido nítrico HNO 3 es un líquido incoloro, tiene un olor acre y se evapora fácilmente. Si entra en contacto con la piel, el ácido nítrico puede causar quemaduras graves (se forma una característica mancha amarilla en la piel, se debe lavar inmediatamente con abundante agua y luego neutralizar con NaHCO 3 sosa)

Ácido nítrico

Fórmula molecular: HNO 3 , B(N) = IV, C.O. (N) = +5

El átomo de nitrógeno forma 3 enlaces con los átomos de oxígeno por el mecanismo de intercambio y 1 enlace por el mecanismo donador-aceptor.

Propiedades físicas

El HNO 3 anhidro a temperatura ordinaria es un líquido volátil incoloro con un olor específico (pe 82,6 "C).

El HNO 3 "fumante" concentrado tiene un color rojo o amarillo, ya que se descompone con la liberación de NO 2 . El ácido nítrico es miscible con agua en cualquier proporción.

Cómo llegar

I. Industrial - Síntesis en 3 etapas según el esquema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Etapa 1: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Etapa 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Etapa 3: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Laboratorio - Calentamiento prolongado de salitre con conc. H2SO4:

2NaNO 3 (sólido) + H 2 SO 4 (conc.) = 2HNO 3 + Na 2 SO 4

Ba (NO 3) 2 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) = 2HNO 3 + BaSO 4

Propiedades químicas

El HNO 3 como ácido fuerte exhibe todas las propiedades generales de los ácidos

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 es una sustancia muy reactiva. En las reacciones químicas, se manifiesta como un ácido fuerte y como un fuerte agente oxidante.

HNO 3 interactúa:

a) con óxidos metálicos 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) con bases e hidróxidos anfóteros 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) con sales de ácidos débiles 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) con amoníaco HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

La diferencia entre HNO 3 y otros ácidos

1. Cuando el HNO 3 interactúa con los metales, casi nunca se libera H 2, ya que los iones H + del ácido no participan en la oxidación de los metales.

2. En lugar de iones H +, los aniones NO 3 - tienen un efecto oxidante.

3. HNO 3 es capaz de disolver no solo los metales ubicados en la fila de actividad a la izquierda del hidrógeno, sino también los metales de baja actividad: Cu, Ag, Hg. En una mezcla con HCl, también disuelve Au, Pt.

HNO 3 es un agente oxidante muy fuerte

I. Oxidación de metales:

Interacción de HNO 3: a) con actividad baja y media Me: 4HNO 3 (conc.) + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (razb.) + 3Сu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O

b) con Me activo: 10HNO 3 (razb.) + 4Zn \u003d N 2 O + 4Zn (NO 3) 2 + 5H 2 O

c) con alcalino y alcalinotérreo Me: 10HNO 3 (muy diluido) + 4Са = NH 4 NO 3 + 4Ca (NO 3) 2 + 3H 2 O

El HNO 3 muy concentrado a temperatura normal no disuelve algunos metales, incluidos Fe, Al, Cr.

II. Oxidación de no metales:

El HNO 3 oxida P, S, C a su S.O. superior, mientras que él mismo se reduce a NO (HNO 3 diluido) o a NO 2 (HNO 3 conc).

5HNO 3 + P \u003d 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

tercero Oxidación de sustancias complejas:

Particularmente importantes son las reacciones de oxidación de ciertos sulfuros de Me, que son insolubles en otros ácidos. Ejemplos:

8HNO 3 + PbS \u003d 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + 3Сu 2 S \u003d 10NO + 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - agente nitrante en reacciones de síntesis orgánica

R-H + HO-NO 2 → R-NO 2 + H 2 O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O nitroetano

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

C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2) 3 OH + ZH 2 O trinitrofenol

HNO 3 esterifica alcoholes

R-OH + HO-NO 2 → R-O-NO 2 + H 2 O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + ZH 2 O trinitrato de glicerol

Descomposición de HNO 3

Cuando se almacenan a la luz, y especialmente cuando se calientan, las moléculas de HNO 3 se descomponen debido al redox intramolecular:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Se libera un gas venenoso de color marrón rojizo, NO 2, que mejora las propiedades oxidantes agresivas del HNO 3

Sales de ácido nítrico - nitratos Me (NO 3) n

Los nitratos son sustancias cristalinas incoloras, solubles en agua. Tienen propiedades químicas características de las sales típicas.

Características distintivas:

1) descomposición redox cuando se calienta;

2) fuertes propiedades oxidantes de los nitratos de metales alcalinos fundidos.

Descomposición térmica

1. Descomposición de nitratos de metales alcalinos y alcalinotérreos:

Me(NO 3) n → Me(NO 2) n + O 2

2. Descomposición de nitratos metálicos en la serie de actividad de metales de Mg a Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Descomposición de nitratos metálicos en la serie de actividad de metales por encima de Cu:

Yo(NO 3) n → Yo + NO 2 + O 2

Ejemplos de reacciones típicas:

1) 2NaNO3 \u003d 2NaNO2 + O2

2) 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

3) 2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Acción oxidativa de fundidos de nitratos de metales alcalinos

En soluciones acuosas, los nitratos, a diferencia del HNO 3 , casi no muestran actividad oxidativa. Sin embargo, las masas fundidas de nitratos de metales alcalinos y de amonio (nitrato) son agentes oxidantes fuertes, ya que se descomponen con la liberación de oxígeno activo.

Propiedades químicas del ácido nítrico

El ácido nítrico se caracteriza por propiedades: comunes con otros ácidos y específicas:

PROPIEDADES QUÍMICAS COMUNES CON OTROS ÁCIDOS

1. Ácido muy fuerte. Los indicadores en su solución cambian de color. al rojo

Se disocia en solución acuosa casi por completo:

HNO 3 → H + + NO 3 -

2. Reacciona con óxidos básicos

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O

K 2 O + 2H + + 2NO 3 - → 2K + + 2NO 3 - + H 2 O

K 2 O + 2 H + → 2 K + + H 2 O

3. Reacciona con bases

HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O

H + + NO 3 - + Na + + OH - → Na + + NO 3 - + H 2 O

H + + OH - → H 2 O

4. Reacciona con sales, desplaza ácidos débiles de sus sales.

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

2H + + 2NO 3 - + 2Na + + C O 3 2- → 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2

2 H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2

PROPIEDADES ESPECÍFICAS DEL ÁCIDO NÍTRICO

El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte.

norte +5 → norte +4 → norte +2 → norte +1 → No → norte -3

norte +5 + 8 mi - → norte -3 se reduce el agente oxidante.

1. Se descompone a la luz y al calentarse

4HNO 3 t˚C → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2

Se forma gas marrón

2. Colores ardillas naranja-amarillo (en caso de contacto con la piel de las manos - "reacción de xantoproteína")

3. Reacciona con metales.

Dependiendo de la concentración del ácido y la posición del metal en la serie de voltajes electroquímicos de N. Beketov, se pueden formar varios productos que contienen nitrógeno.

Al interactuar con los metales, el hidrógeno nunca se libera.

HNO 3 + Me= sal +H 2 O+X

: monohidrato (HNO 3 ·H 2 O) y trihidrato (HNO 3 ·3H 2 O).

Propiedades físicas y físico-químicas

Diagrama de fase de una solución acuosa de ácido nítrico.

El nitrógeno en el ácido nítrico es tetravalente, estado de oxidación +5. El ácido nítrico es un líquido incoloro que fuma en el aire, punto de fusión −41,59 °C, punto de ebullición +82,6 °C con descomposición parcial. La solubilidad del ácido nítrico en agua no está limitada. Las soluciones acuosas de HNO 3 con una fracción de masa de 0,95-0,98 se denominan "ácido nítrico fumante", con una fracción de masa de 0,6-0,7 - ácido nítrico concentrado. Forma una mezcla azeotrópica con agua (fracción de masa 68,4%, d 20 = 1,41 g/cm, Tpb = 120,7 °C)

Cuando cristaliza a partir de soluciones acuosas, el ácido nítrico forma hidratos cristalinos:

• monohidrato HNO 3 H 2 O, T pl \u003d -37.62 ° C
• trihidrato HNO 3 3H 2 O, T pl \u003d -18.47 ° C

El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas:

• monoclínico, grupo espacial PAG 2 1/a, un= 1,623 nm, b= 0,857 nm, C= 0,631, β = 90°, Z = 16;

El monohidrato forma cristales ortorrómbicos, grupo espacial PAG na2, un= 0,631 nanómetro, b= 0,869 nm, C= 0,544, Z = 4;

La densidad de soluciones acuosas de ácido nítrico en función de su concentración se describe mediante la ecuación

donde d es la densidad en g/cm³, c es la fracción de masa del ácido. Esta fórmula describe pobremente el comportamiento de la densidad a una concentración superior al 97%.

Propiedades químicas

El HNO 3 altamente concentrado suele tener un color marrón debido al proceso de descomposición que tiene lugar a la luz:

Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone según la misma reacción. El ácido nítrico solo se puede destilar (sin descomposición) a presión reducida (el punto de ebullición indicado a presión atmosférica se encuentra por extrapolación).

c) desplaza ácidos débiles de sus sales:

Cuando hierve o se expone a la luz, el ácido nítrico se descompone parcialmente:

El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante, mientras que el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la reducción depende principalmente de la naturaleza del agente reductor y de la concentración de ácido nítrico. Como ácido oxidante, el HNO 3 interactúa:

nitratos

El ácido nítrico es un ácido fuerte. Sus sales -nitratos- se obtienen por la acción del HNO 3 sobre metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos. Todos los nitratos son altamente solubles en agua. El ion nitrato no se hidroliza en agua.

Las sales de ácido nítrico se descomponen irreversiblemente cuando se calientan y la composición de los productos de descomposición está determinada por el catión:

a) nitratos de metales que se encuentran en la serie de voltajes a la izquierda del magnesio:

b) nitratos de metales ubicados en una serie de voltajes entre magnesio y cobre:

c) nitratos de metales ubicados en una fila de voltajes a la derecha:

Los nitratos en soluciones acuosas prácticamente no muestran propiedades oxidantes, pero a altas temperaturas en estado sólido son fuertes agentes oxidantes, por ejemplo, cuando los sólidos se fusionan:

Información histórica

La técnica para obtener ácido nítrico diluido por destilación seca de salitre con alumbre y sulfato de cobre aparentemente fue descrita por primera vez en los tratados de Jabir (Geber en traducciones latinizadas) en el siglo VIII. Este método, con diversas modificaciones, la más significativa de las cuales fue la sustitución del sulfato de cobre por sulfato de hierro, se utilizó en la alquimia europea y árabe hasta el siglo XVII.

En el siglo XVII, Glauber propuso un método para obtener ácidos volátiles por reacción de sus sales con ácido sulfúrico concentrado, incluido el ácido nítrico a partir de nitrato de potasio, lo que permitió introducir el ácido nítrico concentrado en la práctica química y estudiar sus propiedades. Método