Ácido nítrico (HNO3): estrutura, propriedades, síntese e usos - Ciência - 2023

Contente

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 ao ser armazenado muda para uma cor amarelada, devido à formação de gases nitrogênio. Sua fórmula química é HNO₃.

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, 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) desenhou um método para sua preparação, que consistia em aquecer o nitrato de potássio com ácido sulfúrico.

É preparado industrialmente seguindo o método desenhado por Wilhelm Oswald (1901). O método, em geral, consiste na oxidação catalítica da amônia, com a geração sucessiva de óxido nítrico e dióxido de nitrogênio para formar ácido nítrico.

Na atmosfera, NÃO₂ produzido pela atividade humana reage com a água nas nuvens, formando HNO₃. Depois, nas chuvas ácidas, precipita-se junto com 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 fumos pode causar bronquite crônica e pneumonia química.

Estrutura do ácido nítrico

A imagem superior mostra a estrutura de uma molécula de HNO₃ 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 são planas. As ligações N = O, N-O e N-OH constituem 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 que representa o átomo H é encontrada).

Estruturas de ressonância

Existem duas ligações com o mesmo comprimento: N = O e N-O. 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.

Ambas as ligações, N = O e N-O, 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 é desprotonado₃, o nitrato de ânion estável NO é formado₃^–. Nele, a ressonância agora envolve todos os três átomos de O. Esta é a razão pela qual HNO₃ 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 / cm³ 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 vapores de óxido de nitrogênio e nitrato de hidrogênio muito tóxicos.

O ácido nítrico não é estável e pode 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. Ele ataca algumas variedades de materiais 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 / m³

-Alto odor: 250 mg / m³

- Concentração irritante: 155 mg / m³.

Constante de dissociação

pKa = -1,38.

Índice de refração (η / D)

1,393 (16,5 ° C).

Reações químicas

Hidratação

-Pode formar hidratos sólidos, como HNO₃∙ H₂O e HNO₃∙ 3H₂Ou: "gelo nítrico".

Dissociação em água

O ácido nítrico é um ácido forte que se ioniza rapidamente na água da seguinte forma:

HNO₃ (l) + H₂O (l) => H₃OU⁺ (ac) + NÃO₃^–

Formação de sal

Reage com óxidos básicos para formar um sal nitrato e água.

CaO (s) + 2 HNO₃(l) => Ca (NÃO₃)₂(ac) + H₂O (l)

Da mesma forma, reage com bases (hidróxidos), formando um sal de nitrato e água.

NaOH (aq) + HNO₃ (l) => NaNO₃ (ac) + H₂O (l)

E também com carbonatos e carbonatos ácidos (bicarbonatos), formando também dióxido de carbono.

N / D₂CO₃(ac) + HNO₃ (l) => NaNO₃(ac) + H₂O (l) + CO₂ (g)

Protonação

O ácido nítrico também pode se comportar como uma base. Por isso, pode reagir com o ácido sulfúrico.

HNO₃ + 2H₂SW₄ <=> NÃO₂⁺ + H₃OU⁺ + 2HSO₄^–

Autoprotólise

O ácido nítrico sofre autoprotólise.

2HNO₃ <=> NÃO₂⁺ + NÃO₃^– + H₂OU

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 HNO₃ (l) => Mg (NO₃)₂ (ac) + H₂ (g)

De outros

O ácido nítrico reage com os sulfitos metálicos para formar um sal nitrato, dióxido de enxofre e água.

N / D₂SW₃ (s) + 2 HNO₃ (l) => 2 NaNO₃ (ac) + SO₂ (g) + H₂O (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 800 ° C e a uma pressão de 6-7 atm, com a utilização de platina como catalisador. A amônia é misturada com o ar na seguinte proporção: 1 volume de amônia para 8 volumes de ar.

4NH₃ (g) + 5O₂ (g) => 4NO (g) + 6H₂O (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) + O₂ (g) => 2NO₂ (g)

Fase 3. Dissolução do dióxido de nitrogênio na água

Nesta fase ocorre a formação de ácido nítrico.

4NO₂ + 2H₂O + O₂=> 4HNO₃

Existem vários métodos para a absorção de dióxido de nitrogênio (NO₂) na água.

Entre outros métodos: NÃO₂ é dimerizado para N₂OU₄ a baixas temperaturas e alta pressão, a fim de aumentar sua solubilidade em água e produzir ácido nítrico.

3N₂OU₄ + 2H₂O => 4HNO₃ + 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 (NÃO₃)₂ => 2CuO + 4NO₂ + O₂

Reação de um sal nitrato com H₂SW₄ concentrado. O ácido nítrico formado é separado do H₂SW₄ por destilação a 83 ºC (ponto de ebulição do ácido nítrico).

KNO₃ + H₂SW₄ => HNO₃ + KHSO₄

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 pelos microrganismos 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 elaboração 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 utilizado para obter um efeito de antiguidade 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 usado em fotografia, especificamente como aditivo para desenvolvedores de sulfato ferroso no processo de placa úmida, a fim de promover uma cor mais branca em ambrótipos e tipos de lata.

-Foi utilizado para diminuir 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

-Dada a 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 cauterizantes, aliviando dores, irritações 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. (s.f.). 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