Acido nitrico

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Simboli di rischio chimico frasi R: R 8-35 frasi S: S 23-26-36-45 Le sostanze chimiche vanno manipolate con cautela Avvertenze
Acido nitrico

Nome IUPAC
acido triossonitrico (V)
Nomi alternativi
nitrato di idrogeno
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	HNO₃
Massa molecolare (u)	63,01
Aspetto	liquido da incolore a giallo
Numero CAS	7697-37-2
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm³, in c.s.)	1,52 a 293 K
Solubilità in acqua	completa
Temperatura di fusione (K)	231 (-42°C)
Temperatura di ebollizione (K)	356 (83°C) con decomposizione
Tensione di vapore (Pa) a 293 K	400
Proprietà termochimiche
Δ_fH⁰ (kJ·mol^-1)	-174,1
Δ_fG⁰ (kJ·mol^-1)	-80,7
S⁰_m(J·K^-1mol^-1)	155,6
C⁰_p,m(J·K^-1mol^-1)	109,9
Indicazioni di sicurezza
TLV (ppm)	7,73 (TLV-STEL) 4,01 (TLV-TWA)
Progetto composti

L'acido nitrico è un acido minerale forte, nonché un forte agente ossidante.

Liquido a temperatura ambiente, incolore quando molto puro (giallo chiaro altrimenti) e dal tipico odore irritante; la sua formula chimica è HNO₃. Il suo numero CAS è 7697-37-2.

I suoi sali vengono chiamati nitrati e sono pressoché tutti solubili in acqua.

In soluzione concentrata (> 86%) viene detto fumante, per via della tendenza a rilasciare vapori rossastri di diossido di azoto (NO₂).

Solubile in acqua con reazione esotermica, in forma concentrata può causare gravi ustioni per contatto. L'esposizione all'acido nitrico concentrato brucia la pelle colorandola di giallo intenso. Con l'etanolo reagisce in maniera abbastanza energica.

Per via della sua azione ossidante è l'unico acido minerale capace di intaccare il rame, svolgendo vapori rossi di ipoazotide (NO₂), gas con forte potere cancerogeno.

Il rame metallico viene sciolto dall'acido nitrico con formazione di vapori rossi di ipoazotide, nitrato di rame azzurro e acqua

Indice

1 Applicazioni
2 Produzione
- 2.1 Sintesi industriale
- 2.2 Sintesi in laboratorio
3 Composti
4 Voci correlate

[modifica] Applicazioni

Reagente di laboratorio di uso comune nell'analisi e nella sintesi organica, trova impiego nella fabbricazione di esplosivi (nitroglicerina, trinitrotoluene o TNT, etc.) e di fertilizzanti per l'agricoltura (es.: il nitrato d'ammonio).

Trova inoltre uso in metallurgia e nella raffinazione dei metalli, data la sua capacità di reagire con la maggior parte di essi.

In miscela 1:3 con acido cloridrico concentrato forma la cosiddetta acqua regia, uno dei pochissimi reagenti capaci di dissolvere l'oro ed il platino.

Insieme all'acido solforico è uno dei responsabili dell'acidità delle "piogge acide".

[modifica] Produzione

[modifica] Sintesi industriale

L'acido nitrico è prodotto industrialmente tramite il processo Ostwald a partire dall'ammoniaca. In un primo stadio l'ammoniaca viene ossidata a ossido di azoto facendola reagire con l'ossigeno dell'aria in presenza di un catalizzatore a base di platino. L'ossido di azoto viene ulteriormente ossidato a biossido d'azoto (o ipoazotide) che viene a sua volta fatto reagire con acqua a dare una soluzione acquosa di acido nitrico

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

2 NO + O₂ → 2 NO₂

4 NO₂ + O₂ + 2 H₂O → 4 HNO₃(aq)

La reazione di ossidazione dell’NH₃ ad NO è una reazione esotermica (ΔH < 0) ed avviene con aumento del numero di moli (ΔS > 0). Con un catalizzatore selettivo e con l’opportuna scelta delle variabile operative, circa il 95 – 98 % dell’ammoniaca viene convertita ad NO. La reazione è sfavorita dalle alte pressioni.

Per far avvenire con rese soddisfacenti la reazione è necessario utilizzare appositi catalizzatori Il catalizzatore è costituito da una lega di platino al 5 – 10 % di rodio in forma di fili sottili, tessuti in reti assemblate in strati multipli. Le reti nuove presentano una superficie liscia e una bassa attività. Con l’uso la superficie diventa rugosa quindi l’attività aumenta. Con l’uso, però, le reti si indeboliscono e perdono platino per volatilizzazione e l’attività decade. La volatilizzazione del platino è fortemente influenzata dalla temperatura. I veleni del catalizzatore sono le polveri di ruggine che possono essere rilasciata dalle apparecchiature. Esse agiscono principalmente sulle reti abradendole. Quindi è necessario una filtrazione dei reagenti per eliminarle.

[modifica] Sintesi in laboratorio

In laboratorio, si utilizza per la sintesi di piccole quantità di acido nitrico, la reazione tra acido solforico e nitrato di sodio o potassio, con seguente distillazione, agevolata dal bassissimo punto di ebollizione dell'acido nitrico rispetto agli altri composti della miscela.

2 NaNO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 HNO₃

[modifica] Composti

L'acido nitrico forma con l'acqua un azeotropo di composizione 68:32, per questo l'acido nitrico di grado commerciale normalmente ottenuto ha una concentrazione non superiore al 68%. La preparazione di un acido nitrico più concentrato viene eseguita trattando l'azeotropo con acido solforico, che funge da agente disidratante. Oppure con processi che prevedono l'assorbimento degli ossidi con quantità stechiometriche di acqua.

Addizionando all'acido nitrico puro lo 0,6-0,7% di acido fluoridrico (HF) si ottiene un acido nitrico fumante inibito. Tale acido inibito viene usato come comburente per propellenti per razzi. L'inibizione consiste nel fatto che l'acido fluoridrico forma sulla superficie interna del serbatoio metallico uno stato di fluoruro che protegge il metallo sottostante dalla corrosione che l'acido nitrico causerebbe.

Per via del suo elevato potere ossidante, le reazioni tra acido nitrico e cianuri, carburi e polveri metalliche possono essere esplosive. Le reazioni con molti composti organici sono violente ed a volte auto-innescantisi.

Acido nitrico concentrato superiore al 90% con rilascio di biossido di azoto

% HNO₃	Molarità	Densità	° Bé
Densità delle soluzioni acquose
0,333	0,052	1,000	0
9,259	1,543	1,050	6,87
17,58	3,068	1,100	13,12
25,48	4,649	1,150	18,82
32,94	6,273	1,200	24,05
40,58	8,049	1,250	28,86
48,42	9,990	1,300	33,3
56,95	12,20	1,350	37,42
66,97	14,88	1,400	41,23
79,43	18,28	1,450	44,79
96,73	23,02	1,500	48,11