Salpetersyre (HNO3) struktur, egenskaper, syntese og bruk

den salpetersyre er en uorganisk forbindelse bestående av et nitrogenokso-syre. Det regnes som en sterk syre, selv om dens pKa (-1,4) ligner pKa av hydroniumionen (-1,74). Fra dette punktet er det kanskje den "svakeste" av mange kjente sterke syrer.

Dets fysiske utseende består av en fargeløs væske som ved lagring endres til en gulaktig farge, på grunn av dannelsen av nitrogengasser. Dens kjemiske formel er HNO₃. 

Det er noe ustabilt, opplever en liten nedbrytning fra eksponering for sollys. I tillegg kan den dekomponere helt ved oppvarming, noe som forårsaker nitrogenoksyd, vann og oksygen.

Det øvre bildet viser litt salpetersyre inneholdt i en volumetrisk kolbe. Den gule fargen, som indikerer delvis dekomponering, kan noteres.

Den brukes til fremstilling av uorganiske og organiske nitrater, samt nitrogenholdige forbindelser som brukes til fremstilling av gjødsel, sprengstoff, mellomprodukter av fargestoffer og forskjellige organiske kjemiske forbindelser.

Denne syre var allerede kjent av alkymikerne i det åttende århundre, som de kalte "vann fortis". Den tyske kjemikeren Johan Rudolf Glauber (1648) utviklet en metode for dens fremstilling, som besto av oppvarming av kaliumnitrat med svovelsyre.

Den fremstilles industrielt etter metoden designet av Wilhelm Oswald (1901). Metoden består generelt av katalytisk oksidasjon av ammonium, med den påfølgende generering av nitrogenoksid og nitrogenoksid til dannelse av salpetersyre.

I atmosfæren er NO₂ produsert av menneskelig aktivitet reagerer med skyvann som danner HNO₃. Deretter faller det under syreregnene sammen med dråpene vann som spiser seg bort, for eksempel statuer av de offentlige torgene.

Salpetersyre er en meget giftig forbindelse, og kontinuerlig eksponering for dampene kan føre til kronisk bronkitt og kjemisk lungebetennelse..

index

• 1 Struktur av salpetersyre
  • 1.1 Resonansstrukturer
• 2 Fysiske og kjemiske egenskaper
  • 2.1 Kjemiske navn
  • 2,2 Molekylvekt
  • 2.3 Fysisk utseende
  • 2.4 lukt
  • 2,5 kokepunkt
  • 2.6 Smeltepunkt
  • 2,7 Løselighet i vann
  • 2,8 tetthet
  • 2,9 Relativ tetthet
  • 2.10 Relativ damptetthet
  • 2.11 Damptrykk
  • 2.12 Nedbrytning
  • 2,13 Viskositet
  • 2.14 Korrosjon
  • 2,15 Molar fordampningsenthalpi
  • 2.16 Standard molarenthalpi
  • 2.17 Standard molar entropi
  • 2.18 Overflatespenning
  • 2.19 Luktgrense
  • 2.20 Dissociationskonstant
  • 2.21 Brekningsindeks (η / D)
  • 2.22 Kjemiske reaksjoner
• 3 Sammendrag
  • 3.1 Industriell
  • 3.2 I laboratoriet
• 4 bruksområder
  • 4.1 Produksjon av gjødsel
  • 4.2 Industriell
  • 4.3 Metallrenser
  • 4.4 Regia vann
  • 4.5 Møbler
  • 4.6 Rengjøring
  • 4.7 Fotografi
  • 4,8 andre
• 5 Toksisitet
• 6 Referanser

Struktur av salpetersyre

Strukturen av et HNO-molekyl er vist i det øvre bildet₃ med en modell av kuler og barer. Nitrogenet, den blå sfæren, ligger i sentrum, omgitt av en trigonalplan geometri; Triangelen er imidlertid forvrengt av en av sine lengste hjørner.

Molekylene av salpetersyre er så flate. Obligasjonene N = O, N-O og N-OH utgjør kryssene på den flate trekant. Hvis det observeres i detalj, er N-OH-bindingen lengre enn de andre to (hvor den hvite sfæren er lokalisert som representerer H-atomet).

Resonansstrukturer

Det er to koblinger som har samme lengde: N = O og N-O. Dette faktum går imot valensbindingsteorien, hvor dobbeltobligasjoner antas å være kortere enn enkle bindinger. Forklaringen i dette ligger i fenomenet resonans, som vist i bildet nedenfor.

Begge bindingene, N = O og N-O, er derfor ekvivalente når det gjelder resonans. Dette er representert grafisk i modellens struktur ved å bruke en strekket linje mellom to O-atomer (se struktur).

Når HNO er ​​deprotonert₃, det stabile anionnitrat dannes₃^-. I det innebærer resonansen nå de tre atomer av O. Dette er grunnen til at HNO₃ har en stor surhet av Bronsted-Lowry (artdonor av ioner H⁺).

Fysiske og kjemiske egenskaper

Kjemiske navn

-Salpetersyre

-Azotisk syre

-Hydrogennitrat

-Vann fortis.

Molekylvekt

63,012 g / mol.

Fysisk utseende

Fargeløs eller blekgul væske, som kan bli rødbrun.

lukt

Acrid, karakteristisk kvelende.

Kokepunkt

181 ºF til 760 mmHg (83 ºC).

Smeltepunkt

-41,6 ºC.

Løselighet i vann

Meget løselig og blandbar med vann.

tetthet

1,513 g / cm³ ved 20 ºC.

Relativ tetthet

1,50 (i forhold til vann = 1).

Relativ tetthet av dampen

2 eller 3 ganger estimert (i forhold til luft = 1).

Damptrykk

63,1 mmHg ved 25 ºC.

nedbrytning

På grunn av eksponering for luftfuktighet eller varme kan den dekomponere for å danne nitrogenperoksid. Når denne nedbrytingen oppvarmes, gir den ut en meget giftig røyk av nitrogenoksid og hydrogennitrat.

Salpetersyre er ikke stabil, kan dekomponere i kontakt med varme og eksponering for sollys og utslipp av nitrogendioxyd, oksygen og vann.

viskositet

1,092 mPa ved 0 ºC og 0,617 mPa ved 40 ºC.

korrosjon

Det er i stand til å angripe alle grunnmetaller, bortsett fra aluminium og krom stål. Angreper noen av varianter av plastmateriale, gummi og belegg. Det er et kaustisk og etsende stoff, så det må håndteres med stor forsiktighet.

Molar entalpy av fordampning

39,1 kJ / mol ved 25 ºC.

Standard molarenthalpi

-207 kJ / mol (298ºF).

Standard molar entropi

146 kJ / mol (298ºF).

Overflatespenning

-0,04356 N / m ved 0 ºC

-0,04115 N / m ved 20 ºC

-0,0376 N / m ved 40 ºC

Luktgrense

-Lav lukt: 0,75 mg / m³

-Høy lukt: 250 mg / m³

-Irriterende konsentrasjon: 155 mg / m³.

Dissociationskonstant

pKa = -1,38.

Brytningsindeks (η / D)

1,393 (16,5 ºC).

Kjemiske reaksjoner

hydrering

-Det kan danne faste hydrater, slik som HNO₃∙ H₂O og HNO₃∙ 3H₂Eller: "Nitrisk is".

Dissociation i vann

Salpetersyre er en sterk syre som ioniseres raskt i vann på følgende måte:

HNO₃ (l) + H₂O (l) => H₃O⁺ (ac) + NO₃^-

Saltdannelse

Reagerer med basiske oksyder som danner et nitratsalt og vann.

CaO (s) + 2 HNO₃ (l) => Ca (NO₃)₂ (ac) + H₂O (l)

På samme måte reagerer det med baser (hydroksyder), danner et nitratsalt og vann.

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

Og også med karbonater og sure karbonater (bikarbonater), som også danner karbondioksid.

na₂CO₃ (ac) + HNO₃ (l) => NaNO₃ (ac) + H₂O (1) + CO₂ (G)

proto

Salpetersyre kan også oppføre seg som en base. Av denne grunn kan det reagere med svovelsyre.

HNO₃   +   2H₂SW₄    <=>      NO₂⁺    +     H₃O⁺     +      2HSO₄^-

autoprotolysis

Salpetersyre gjennomgår autoprotoisis.

2HNO₃  <=>  NO₂⁺   +    NO₃^-    +      H₂O

Metalloksydasjon

I reaksjonen med metaller virker salpetersyre ikke som sterke syrer, som reagerer med metaller som danner det tilsvarende saltet og frigjør hydrogen i gassform.

Imidlertid reagerer magnesium og mangan varmt med salpetersyre, som de andre sterke syrer.

Mg (s) + 2 HNO₃ (l) => Mg (NO₃)₂ (ac) + H₂ (G)

andre

Salpetersyre reagerer med metallsulfitter som forårsaker et salt av nitrat, svoveldioksid og vann.

na₂SW₃ (er) + 2 HNO₃ (l) => 2 NaNO₃ (ac) + SO₂ (g) + H₂O (l)

Og reagerer også med organiske forbindelser, som erstatter et hydrogen for en nitrogruppe; og danner dermed grunnlaget for syntesen av eksplosive forbindelser som nitroglyserin og trinitrotoluen (TNT).

syntese

industriell

Den er produsert på industrielt nivå ved katalytisk oksidasjon av ammonium, i henhold til metoden beskrevet av Oswald i 1901. Prosedyren består av tre trinn eller trinn.

Fase 1: Oksidasjon av ammonium til nitrogenoksid

Ammonium oksyderes av oksygen til stede i luften. Reaksjonen utføres ved 800 ° C og ved et trykk på 6-7 atm, ved bruk av platina som en katalysator. Ammonium blandes med luft med følgende forhold: 1 volum ammonium per 8 volum av luft.

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

I reaksjonen produseres nitrogenoksyd, som blir tatt til oksydasjonskammeret for neste trinn.

Fase 2. Oksidasjon av nitrogenoksid i nitrogenoksid

Oksidasjon utføres av oksygen til stede i luften ved en temperatur under 100 ºC.

2NO (g) + 0₂ (g) => 2NO₂ (G)

Trinn 3. Oppløsning av nitrogendioxyd i vann

I dette stadiet oppstår dannelsen av salpetersyre.

4NO₂     +      2H₂O + O₂         => 4HNO₃

Det finnes flere metoder for absorpsjon av nitrogendioxyd (NO₂) i vann.

Blant andre metoder: NO₂ er dimerisert til N₂O₄ ved lave temperaturer og høyt trykk, for å øke dets oppløselighet i vann og produsere salpetersyre.

3N₂O₄   +     2H₂O => 4HNO₃    +      2NO

Salpetersyren produsert ved oksydasjon av ammonium har en konsentrasjon mellom 50-70%, som kan bringes til 98% ved bruk av konsentrert svovelsyre som dehydrering, noe som gjør det mulig å øke konsentrasjonen av salpetersyre.

I laboratoriet

Termisk dekomponering av kobber (II) nitrat, som produserer nitrogendioxyd og oksygengasser, som føres gjennom vann for å danne salpetersyre; som det skjer i metoden til Oswald, tidligere beskrevet.

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

Reaksjon av et nitratsalt med H₂SW₄ konsentrert. Den dannede salpetersyren separeres fra H₂SW₄ ved destillasjon ved 83 ° C (kokepunkt av salpetersyre).

KNO₃   +    H₂SW₄     => HNO₃    +     KHSO₄

søknader

Gjødselproduksjon

60% av produksjonen av salpetersyre brukes til fremstilling av gjødsel, spesielt ammoniumnitrat.

Dette er preget av sin høye konsentrasjon av nitrogen, en av de tre viktigste næringsstoffene til planter, og bruker nitrat umiddelbart av planter. I mellomtiden oksideres ammonium av mikroorganismer som er tilstede i jorda, og brukes som en langsiktig gjødsel.

industriell

-15% av produksjonen av salpetersyre brukes til fremstilling av syntetiske fibre.

-Det brukes i utarbeidelsen av salpetersyreestere og nitroderivater; slik som nitrocellulose, akrylmaling, nitrobenzen, nitrotoluen, akrylnitriler etc..

-Det kan legge nitrogrupper til organiske forbindelser, denne egenskapen kan brukes til å lage eksplosiver som nitroglyserin og trinitrotoluen (TNT).

-Adipinsyre, en forløper av nylon, produseres i stor skala ved oksydasjon av cykloheksan og cykloheksanol ved salpetersyre.

Metallrenser

Salpetersyre, på grunn av oksidasjonskapasiteten, er meget nyttig i rensingen av metaller som er tilstede i mineraler. Det er også brukt i å skaffe elementer så som uran, mangan, niob, zirkonium, og surgjøring av den PR-enheter for fosforsyre.

Vannregia

Den blandes med konsentrert saltsyre for å danne "agua regia". Denne løsningen er i stand til å oppløse gull og platina, noe som gjør det mulig å rense disse metallene.

møbler

Salpetersyre brukes til å oppnå en antik effekt i møbler laget av furuskog. Behandlingen med en salpetersyreoppløsning på 10% gir en grå-gullfarge i møblernes tre.

rengjøring

-Blandingen av vandige oppløsninger av salpetersyre og 5-30% 15-40% fosforsyre anvendes ved rensing av utstyret som brukes i arbeidsmelkingen for å fjerne rester av utfellinger av kalsium- og magnesiumforbindelser.

-Det er nyttig å rengjøre glassmaterialet som brukes i laboratoriet.

fotografering

-Salpetersyre anvendes i fotografering, spesielt som tilsetning til utviklerne av ferrosulfat i ferd med våt plate, for å fremme mer hvitt i ambrotypier og ferrotypier.

-Den ble brukt til å senke pH i sølvbelagte plater kollodium, som tillater en reduksjon i forekomsten av en tåke i konflikt med bilder.

andre

-På grunn av sin løsningsmiddelkapasitet blir den brukt i analysen av forskjellige metaller ved hjelp av flamme atomabsorpsjonsspektrofotometri teknikker, og induktiv kobling plasma massespektrofotometri.

-Kombinasjonen av salpetersyre og svovelsyre ble brukt til omdannelse av vanlig bomull til cellulose nitrat (salpetersyre).

-Legemidlet Salcoderm til ekstern bruk, brukes til behandling av godartede neoplasmer i huden (vorter, korn, kondylomer og papillomer). Den har egenskaper av cauterization, smertelindring, irritasjon og kløe. Salpetersyre er hovedkomponenten i medisineringsformelen.

-Rød rykende salpetersyre og rykende salpetersyre hvit, anvendes som oksidanter for flytende rakettbrennstoffer, spesielt i missilet BOMARC.

toksisitet

-Ved kontakt med huden kan det forårsake forbrenning på huden, alvorlig smerte og dermatitt.

-Ved kontakt med øynene kan det forårsake alvorlig smerte, rive og i alvorlige tilfeller, hornhindebeskadigelse og blindhet.

-Innånding av damp kan forårsake hoste, kortpustethet, noe som resulterer i intens eksponeringer eller kroniske neseblødninger, laryngitt, kronisk bronkitt, lungebetennelse og lungeødem.

-På grunn av inntaket, forårsaker det lesjoner i munnen, salivasjon, intens tørst, smerte å svelge, intense smerter i hele fordøyelseskanalen og risiko for perforering av veggen av det samme..

referanser

1. Wikipedia. (2018). Salpetersyre. Hentet fra: en.wikipedia.org
2. Pubchem. (2018). Salpetersyre. Hentet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Editors of Encyclopaedia Britannica. (23. november 2018). Salpetersyre. Encyclopædia Britannica. Hentet fra: britannica.com
4. Shrestha B. (s.f.). Egenskaper av salpetersyre og bruk. Chem Guide: opplæringsprogram for kjemi læring. Hentet fra: chem-guide.blogspot.com
5. Kjemisk bok. (2017). Salpetersyre. Hentet fra: chemicalbook.com
6. Imanol. (10. september 2013). Produksjon av salpetersyre. Hentet fra: ingenieriaquimica.net