Obre el menú principal

Àcid nítric

compost químic

L'àcid nítric és un oxoàcid de fórmula , és un àcid fort, incolor, líquid corrosiu i tòxic que pot produir cremades greus. A una temperatura d'uns 15 °C produeix vapors vermells i groc. Usat sovint com a reactiu al laboratori, és usat per fabricar explosius com la nitroglicerina i el trinitrotoluè (TNT), així com fertilitzants com el nitrat d'amoni . També té usos en la metal·lúrgia i el refinatge, ja que reacciona amb la major part de metalls, i en la síntesi de compostos orgànics. És l'àcid tradicionalment emprat en la calcografia, gravat en planxa de metall.

Infotaula de compost químicÀcid nítric
Substància química compost químic
Massa molecular 62,995643 uma
Estructura química
Fórmula química HNO₃
Nitric-acid.png
SMILES canònic
Identificador InChI Model 3D
Propietat
Densitat 1,5 g/cm³ (a 77 °C)
Índex de refracció 1,397
PKa -1,64
Moment dipolar elèctric 2,17 D
Punt de fusió −42 °C
Punt d'ebullició 83 °C (a 760 Torr)
Moment dipolar elèctric 2,17 D
Entalpia estàndard de formació -174,1 kJ/mol
Entalpia de vaporització 39,1 kJ/mol
Pressió de vapor 48 mm Hg (a 68 °F)
Perill
Límit d'exposició promig ponderat en el temps 5 mg/m³ (10 h, Estats Units d'Amèrica)
Límit d'exposició a curt termini 10 mg/m³ (sense valor)
IDLH 64,5 mg/m³
NFPA 704.svg
0
3
0
OX
Modifica les dades a Wikidata

Mesclat amb àcid clorhídric forma l'aigua règia, que pot dissoldre l'or i el platí. L'àcid nítric és també un component de la pluja àcida.

HistòriaModifica

L'àcid nítric ja era conegut a l'Antic Egipte. Posteriorment hi ha referències que assenyalen que els alquimistes del segle VIII l'empraven amb la finalitat de separar l'or de l'argent, l'anomenaven aqua fortis. El 1650, l'alquimista alemany Johann Rudolph Glauber, l'obtingué destil·lant una mescla de nitrat de potassi i àcid sulfúric; el 1776, el químic francès Antoine Lavoisier demostrà que era un compost i que contenia oxigen; el 1785, l'anglès Henry Cavendish demostrà que es podia sintetitzar fent botar espires elèctriques dins d'una mescla de nitrogen, oxigen i vapor d'aigua: i Joseph Louis Gay-Lussac, el 1816, en determinà la composició.[1]

EstructuraModifica

La molècula d'àcid nítric és plana, amb el nitrogen situat al centre i els tres oxígens disposats en els vèrtex d'un triangle equilàter. Les longituds d'enllaç del nitrogen amb els oxigen no units a l'hidrogen són de 122 pm i la del nitrogen amb l'oxigen unit a l'hidrogen 141 pm, un poc més llarg que els altres dos. La molècula es pot descriure a partir de la teoria d'enllaç de valència. L'àtom de nitrogen adopta hibridació sp2 i forma enllaços simple σ amb els tres oxígens. Amb l'orbital p que queda lliure al N es pot formar un enllaç doble π amb un altre orbital p d'un hidrogen. Finalment la semblança experimental dels dos enllaços   sense enllaç a l'hidrogen es pot explicar a partir d'estructures ressonants:[1]


 
Angles i longituds dels enllaços[2]

L'angle entre els oxígens no enllaçats a l'hidrogen és de 130,27º superior als 120º que hauria de tenir si les direccions dels enllaços fossin els vèrtexs d'un triangle equilàter. Això és degut a la repulsió electrònica d'aquest dos oxígens.[3]

PropietatsModifica

Propietats físiquesModifica

L'àcid nítric pur és un líquid incolor, de densitat 1,5129 g/cm³, que bull a 83 °C i se solidifica en forma de sòlid blanc a –41,6 °C cristal·litzant en el sistema monoclínic.[4] En presència d'aire humit dóna lloc a un nigul de gotes molt petites de dissolució d'àcid nítric en aigua. Es mescla amb aigua en totes les proporcions, és higroscòpic. Forma una mescla azeotròpica, de punt d'ebullició constant de 121,9 °C que conté un 68,4 % d'  i densitat 1,407 g/cm³, que és l'àcid nítric concentrat comercial.[1] La corba de punts de congelació per a solucions aquoses d’àcid nítric té dos màxims corresponents als punts de fusió dels dos hidrats d’àcid nítric: el monohidrat   (77,77% en massa d’àcid) a –37,62 °C i el trihidrat   (58,83% en massa d’àcid) a 18,47 °C. Els mínims locals es produeixen a 32, 71 i 91% en massa d'àcid.[4]

 
Àcid nítric comercial

L'àcid pur és inestable i es descompon si se'l escalfa o entra en contacte amb la llum, donant diòxid de nitrogen  , aigua i oxigen, segons la reacció:

 
En estat líquid està parcialment dissociat de dues maneres. Una és amb el pentaòxid de dinitrogen   i aigua:

 
i també està ionitzat segons la reacció:

 
 
 
Àcid nítric fumant

L'àcid groc, que conté òxids de nitrogen s'anomena àcid nítric fumant.[1]

Propietats químiquesModifica

Reaccions àcid-baseModifica

En dissolució aquosa és estable i presenta les característiques d'un àcid fort (pKa = –1,38).[4] Amb l'aigua produeix l'equilibri:

 
Aquesta ionització augmenta en augmentar la dilució. Si la concentració és 0,1 mol/l la dissociació arriba al 93%, per la qual cosa se'l considera un àcid fort. Malgrat és un àcid molt fort, pot actuar també com a base en presència d'un àcid més fort, com ara l'àcid perclòric   i l'àcid sulfúric  , formant el catió nitroni  :[1]
 

Reaccions redoxModifica

L'àcid nítric, en medi aquós, es comporta, en general, com oxidant. El seu potencial normal de reducció val +0,96 V, essent la semireacció de reducció:

 

Tant el poder oxidant com la velocitat de reacció augmenten molt en augmentar la concentració degut a la presència de diòxid de nitrogen   i tetraòxid de dinitrogen   com a productes de descomposició del pentaòxid de dinitrogen   present en les dissolucions concentrades. L'acció oxidant s'incrementa si hi ha excés de diòxid de nitrogen dissolt, és l'àcid nítric fumant.[3]

 
Reacció amb el coure on s'observa la formació de diòxid de nitrogen marró

Si la concentració és menor a 2 mol/l el poder oxidant és relativament petit. L'àcid concentrat ataca a tots els metalls, amb l'excepció del rodi, iridi, or i platí. L'atac consisteix en la formació de l'òxid del metall i la dissolució d'aquest dins de l'àcid.[3] Amb els metalls menys actius, com ara el plom, l'argent i el coure, redueixen l'àcid nítric concentrat a diòxid de nitrogen:

 
Amb àcid nítric diluït es forma monòxid de nitrogen:

 

En la majoria dels casos se solen produir ambdós òxids de nitrogen, essent major la concentració del diòxid quan l'àcid nítric és més concentrat.[1]

Els metalls més actius, com ara el zinc i el ferro, redueixen l'àcid nítric diluït a òxid de dinitrogen  :

 

Si l'àcid està molt diluït, es forma nitrogen i, fins i tot, nitrat d'amoni  :[1]

 
 

Tanmateix hi ha metalls com l'alumini i el ferro que, en contacte amb l'àcid concentrat, es passiven. Aquest fenomen consisteix en la formació d'una fina capa compacta d'òxid damunt de la superfície del metall que protegeix el seu interior de l'atac de l'àcid.[3]

Si reacciona amb no metalls es produeixen els oxoàcids de major estat d'oxidació d'aquests, amb despreniment de monòxid de nitrogen o diòxid de nitrogen:[1]

 
 
 

L'àcid nítric també oxida composts. Així el sulfur d'hidrogen   i el diòxid de sofre   reaccionen segons les reaccions:

 
 
Etapa inicial
Etapa mitjana
Estat avançat de dissolució
Dissolució d'or amb aigua règia

La mescla d'àcid nítric i àcid clorhídric en la proporció d'1 mol d'àcid nítric i 3 mol de clorur d'hidrogen   es coneix amb el nom d'aigua règia, nom que li donaren els alquimistes perquè és una dissolució que dissol l'or, que consideraven el rei dels elements. En aquesta dissolució reaccionen el clorur d'hidrogen i l'àcid nítric formant-se clor   i clorur de nitrosil  :

 

ObtencióModifica

L'àcid nítric no es troba habitualment a la naturalesa, excepte en molt petites quantitats a l'aire després d'una tempesta. També se'l troba a l'aire degut a la contaminació per òxids de nitrogen produïts per combustions de combustibles fòssils (carbó, petroli i gas natural) i posterior reacció amb la humitat de l'aire. Aquest àcid és un dels principals components de la pluja àcida.

Al laboratoriModifica

L'obtenció d'àcid nítric al laboratori es pot fer mitjançant la reacció del nitrat de sodi   amb àcid sulfúric   segons la reacció:

 
És una reacció reversible a temperatures ordinàries, però en escalfar es desprèn àcid nítric en forma de vapor i l'equilibri es desplaça cap a la dreta. Els vapors es condensen en refrigerants refredats amb aigua.[1]

Mètode OstwaldModifica

La producció industrial es duu a terme mitjançant el procés Ostwald, dissenyat pel químic alemany Wilhelm F. Ostwald, premi Nobel de Química el 1909. Aquest procés es basa en l'oxidació catalítica de l'amoníac   i fou emprat extensament a Alemanya durant la Primera Guerra Mundial i després a tot el món.[1]

L'amoníac, procedent del procés de Haber-Bosch o del procés de la cianamida, es mescla amb unes deu vegades el seu volum en d'aire, escalfat a uns 600 °C. Aquesta mescla es posa en contacte, durant només un temps de només 0,01 s per impedir la dissociació del monòxid de nitrogen   format, amb una reixa de platí, que actua de catalitzador. La reacció és exotèrmica i la temperatura puja fins als 1000 ºC. La reacció és:[1]

 
Posteriorment s'afegeix més aire per refredar la mescla i produir una nova oxidació del monòxid de nitrogen   a diòxid de nitrogen  :[1]

 
Finalment es fa reaccionar amb aigua i s'obté àcid nítric i àcid nitrós  . Aquest es descompon en diòxid de nitrogen, monòxid de nitrogen i aigua, i es recupera el monòxid de nitrogen que torna a la cambra de reacció. Aquestes reaccions són:[1]

 
 

Mètodes d'arcModifica

Hi ha varis mètodes d'arc (de Birkeland-Eyde, de Schönherr i de Pauling) que han caigut en desús i que feien passar una mescla de gasos a través d'una descàrrega elèctrica a uns 3000 °C.

AplicacionsModifica

 
Nitració del toluè

L'àcid nítric s'empra com a reactiu en diverses síntesis industrials i de laboratori. La major quantitat d'àcid nítric s’empra majoritàriament per produir nitrat d’amoni  , que s'empra com adob. Altres aplicacions són l'obtenció de productes orgànics (àcid adípic, isocianats, nitrobenzé,...), per a la fabricació d'explosius (nitroglicerina, trinitrotoluè,...), per a la producció d'altres adobs, etc.[4]

PerillsModifica

L'àcid nítric és un potent oxidant molt corrosiu per la qual cosa en contacte amb la pell produeix cremades importants.[4] Si es posa en contacte amb substàncies combustibles com ara llana o trementina, pot iniciar foc i, fins i tot, explosions.[1]

Vegeu tambéModifica

ReferènciesModifica

  1. 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 1,11 1,12 1,13 Babor, Joseph A.. Química general moderna : una introducción a la química física y a la química descriptiva superior (inorgánica, orgánica y bioquímica). 8{487} ed., reimp. Barcelona: Marín, imp. 1979. ISBN 8471029979. 
  2. Cox, A. Peter; Riveros, José M. «Microwave Spectrum and Structure of Nitric Acid» (en en). The Journal of Chemical Physics, 42, 9, 1965-5, pàg. 3106–3112. DOI: 10.1063/1.1696387. ISSN: 0021-9606.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 Gutiérrez Ríos, Enrique.. Química inorgánica. 2. ed., revisada. Barcelona: Reverté, 1994, ©1984. ISBN 8429172157. 
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 PubChem. «Nitric acid» (en anglès). [Consulta: 3 novembre 2019].
A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Àcid nítric