Ácido nítrico
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Historia
Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por Glauber. En 1783, Covendish logró la determinación de su composición.
== Propiedades ==: • físicas El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El Ácido nítrico puro es un líquido viscoso, incoloro e inodoro, se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos. su punto de fusión es de -43 ºC y su punto de ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5 g/ml. A menudo, distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. A temperatura ambiente libera humos rojos o amarillos. El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo al contacto, debido a una reacción con la Cisteina presente en la queratina de la piel. • químicas Ácido inestable. Calentado se descompone: 4 HNO3 ------ 4NO2 + 2H2O + O2 En esta descomposición se verifica una oxidación-reducción. 4N + 4e -- 4N (reducción) 2O - 4e --- O2 (oxidación) el nitrógeno pasa de pentavalente en el ácido nítrico a tetravalente en el dióxido de nitrógeno reduciéndose, y el oxígeno pasa de combinado a libre oxidándose. Esta descomposición la produce mas lentamente la luz por eso, el ácido nítrico debe guardarse en frascos esmerilados. Los vapores rutilantes se disuelven en el ácido comunicándole al mismo coloración Rojo Pardo. Es un ácido Monoprótico: Solo forma sales neutras: Nitratos.
HNO3 -- [H ]+1 (ac)+[NO3 ]-1(ac)
El radical nitrato posee una sola valencia, es decir, monovalente. Al formar sales, hay tantos radicales nitratos como valencias posea el metal. NaNO3 Nitrato se Sodio Ca (NO3)2 Nitrato de Calcio Ba(NO3)2 Nitrato de Bario Al(NO3)3 Nitrato de Aluminio El Ácido nítrico se disocia muy fácilmente, lo que permite que el mismo actúe sobre los elementos de forma eficaz. En otras palabras, es un ácido muy fuerte, vale decir, muy disociado. Propiedades ácidas Es un fuerte ácido: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO3- y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos Propiedades oxidantes Es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivos. La acción oxidante del ácido nítrico se ejerce sobre los metales y los no metales. El Ácido nítrico concentrado forma los siguientes productos al actuar como oxidante: 2HNO3(concentrado) 2NO2 + H2O + O2 en cambio, el diluido se descompone así: 2HNO3(diluído) 2NO + H2O + O2 4) Acción del HNO3 sobre los no metales: Con el fósforo, el ácido nítrico actua de esta forma: 10 HNO3 + 2 P4 + 12 H2O 10 NO + 8 H3PO4 El nitrógeno del ácido pasa a formar parte del monóxido de nitrógeno disminuyendo su número de oxidación y reduciéndose. El fósforo pasa de sustancia simple a formar parte de un compuesto donde actúa con número de oxidación +5. 5) Reacción del HNO3 con los Metales: Ataca a todos los metales excepto al Platino y al Oro. Reacción del HNO3 sobre la materia orgánica: Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la trementina, son violentas, la mezcla siendo hipergólica (es decir, autoinflamable). Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy corrosivo, ataca las mucosas, en contacto con la piel la colorea de amarillo, esta es una reacción debida a las proteínas de la piel y se llama “Reacción Xantoprotéica”. Agua Regia: Una mezcla formada por tres volúmenes de HCl y por una de HNO3 se la llama “Agua Regia” por atacar al Oro y al Platino:
Obtención del HNO3
a) en el Laboratorio: tratando al Nitrato de Sodio con ácido sulfúrico concentrado. Se aplica aca una de las reglas de Bertholet, pues el ácido sulfúrico es mas fijo que el ácido nítrico. NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3 Si se eleva la temperatura: NaHSO4 + NaNO3 Na2SO4 + HNO3 Sumando ambas reacciones: 2 NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2 HNO3 Experiencia: Se colocan en una retorta 85 gr de Nitrato de Sodio seco y 98 gramos de ácido sulfúrico de 66º Beaume. Conviene un exceso de Ácido. Sulfúrico. El pico de la retorta debe penetrar profundamente en el cuello del balón. El balón se cubre con un paño y se coloca bajo un chorro de agua fría fuerte que refrigera. Se calienta con cuidado. previamente con una varilla de vidrio se disuelve el ácido para que no quede nada de nitrato seco en contacto con la pared de la retorta, pues esta podría romperse. Al comienzo se producen vapores rutilantes debido a que se descompone el anhídrido nítrico producto de la deshidratación que el ácido sulfúrico ocasiona en el nítrico. esta atmósfera roja desaparece y cuando comienza a aparecer de nuevo por descomposición del HNO3 formado por acción de la temperatura, se interrumpe la operación. Esto debe hacerse al aire libre, con mucha ventilación o en compañía de gases, pues los vapores que se desprenden son muy corrosivos y venenosos. Este mismo método para la obtención del HNO3 se emplea también en la industria
Método Industrial: La Síntesis de Oswald Se hacen pasar vapores de amoníaco y aire previamente calentados por una malla de platino a 1000ºC. Se produce la Siguiente reacción: 4NH3 + 5O2 4NO ^ + 6 H2O este gas pasa a unas torres metálicas de absorción donde se produce esta otra reacción: 2 NO + O2 2 NO2 ^ este dióxido de nitrógeno con agua forma: 3 NO2 + H2O 2 HNO3 +NO ^ El óxido nítrico vuelve a dar la reacción: 2 NO + O2 2 NO2 ^
Aplicaciones del HNO3
El HNO3 es uno de los ácidos mas importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales. Es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación de los metales, también se usa para comprobar el oro y el platino. Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la industria de los colorantes. En la fabricación de abonos Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de Birbeland-Eyde) y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de Osdwald, tienen enorme importancia industrial y en particular para la agricultura pues las reservas naturales de abonos naturales como el salitre son insuficientes para satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el aprovechamiento del nitrógeno atmosférico resolvió un problema de capital interés al suministrar nitratos minerales en grandes cantidades y a bajo costo. Como agente nitrante en la fabricación de explosivos. Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados nitratos obtenidos, por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide. Con el Tolueno da lugar a la formación del TRINITROTOLUENO (T.N.T.) o Trotyl. Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina. Con la glicerina constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita. El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (aguafuerte) Se prepara con el ácido piérico y Nitrato de Plata usado en la fotografía. Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor aplicación industrial.
Riesgos
Ingestión Corrosiva. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock. Inhalación Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del conocimiento. Piel Puede causar graves quemaduras. Ojos Quemaduras graves e irritación ocular.
Fuente
http://html.rincondelvago.com/acido-nitrico.html
