- Structure de l'acide nitrique
- Structures de résonance
- Proprietes physiques et chimiques
- Noms chimiques
- Poids moléculaire
- Aspect physique
- Odeur
- Point d'ébullition
- Point de fusion
- Solubilité dans l'eau
- Densité
- Densité relative
- Densité de vapeur relative
- La pression de vapeur
- Décomposition
- Viscosité
- Corrosion
- Enthalpie molaire de vaporisation
- Enthalpie molaire standard
- Entropie molaire standard
- Tension superficielle
- Seuil d'odeur
- Constante de dissociation
- Indice de réfraction (η / D)
- Réactions chimiques
- L'hydratation
- Dissociation dans l'eau
- Formation de sel
- Protonation
- Autoprotolyse
- Oxydation des métaux
- Autre
- Synthèse
- Industriel
- Étape 1: Oxydation de l'ammonium en oxyde nitrique
- Étape 2. Oxydation de l'oxyde nitrique en dioxyde d'azote
- Étape 3. Dissolution du dioxyde d'azote dans l'eau
- Dans le laboratoire
- Applications
- Production d'engrais
- Industriel
- Purificateur de métal
- Eau royale
- Meubles
- Nettoyage
- La photographie
- Autres
- Toxicité
- Références
L' acide nitrique est un composé inorganique constitué d'un oxoacide d'azote. Il est considéré comme un acide fort, bien que son pKa (-1,4) soit similaire au pKa de l'ion hydronium (-1,74). A partir de ce moment, c'est peut-être le plus «faible» de nombreux acides forts connus.
Son aspect physique consiste en un liquide incolore qui prend une couleur jaunâtre lors du stockage, en raison de la formation d'azote gazeux. Sa formule chimique est HNO 3.
Source: Aleksander Sobolewski via Wikimedia Commons
Il est quelque peu instable et subit une légère décomposition suite à une exposition au soleil. De plus, il peut être complètement décomposé par chauffage, donnant naissance au dioxyde d'azote, à l'eau et à l'oxygène.
L'image ci-dessus montre de l'acide nitrique contenu dans une fiole jaugée. Sa coloration jaune peut être remarquée, signe d'une décomposition partielle.
Il est utilisé dans la fabrication de nitrates inorganiques et organiques, ainsi que dans les composés nitrosés qui sont utilisés dans la fabrication d'engrais, d'explosifs, d'agents intermédiaires pour colorants et de différents composés chimiques organiques.
Cet acide était déjà connu des alchimistes du 8ème siècle, qu'ils appelaient «agua fortis». Le chimiste allemand Johan Rudolf Glauber (1648) a conçu une méthode pour sa préparation, qui consistait à chauffer du nitrate de potassium avec de l'acide sulfurique.
Il est préparé industriellement selon la méthode conçue par Wilhelm Oswald (1901). Le procédé, en général, consiste en l'oxydation catalytique de l'ammonium, avec la génération successive d'oxyde nitrique et de dioxyde d'azote pour former de l'acide nitrique.
Dans l'atmosphère, le NO 2 produit par l'activité humaine réagit avec l'eau des nuages pour former du HNO 3. Puis, lors des pluies acides, il précipite avec des gouttes d'eau, rongeant, par exemple, les statues des places publiques.
L'acide nitrique est un composé très toxique et une exposition continue à ses vapeurs peut provoquer une bronchite chronique et une pneumonie chimique.
Structure de l'acide nitrique
Source: Ben Mills, de Wikimedia Commons
L'image du haut montre la structure d'une molécule de HNO 3 avec un modèle de sphères et de barres. L'atome d'azote, la sphère bleue, est situé au centre, entouré d'une géométrie plane trigonale; cependant, le triangle est déformé par l'un de ses plus longs sommets.
Les molécules d'acide nitrique sont alors plates. Les liaisons N = O, NO et N-OH constituent les sommets du triangle plat. Si vous regardez de plus près, la liaison N-OH est plus allongée que les deux autres (où se trouve la sphère blanche représentant l'atome H).
Structures de résonance
Il existe deux liens de même longueur: N = 0 et NO. Ce fait va à l'encontre de la théorie des liaisons de valence, où les doubles liaisons devraient être plus courtes que les liaisons simples. L'explication de cela réside dans le phénomène de résonance, comme le montre l'image ci-dessous.
Source: Ben Mills, de Wikimedia Commons
Les deux liaisons, N = O et NO, sont donc équivalentes en termes de résonance. Ceci est représenté graphiquement dans le modèle de structure en utilisant une ligne en pointillés entre deux atomes O (voir structure).
Lorsque HNO 3 est déprotoné, l'anion nitrate stable NO 3 - se forme. Dans celui-ci, la résonance implique maintenant les trois atomes O. C'est la raison pour laquelle HNO 3 a une acidité Bronsted-Lowry élevée (espèce donneuse d'ions H +).
Proprietes physiques et chimiques
Noms chimiques
-Acide nitrique
-Acide azotique
-Nitrate d'hydrogène
-Agua fortis.
Poids moléculaire
63,012 g / mol.
Aspect physique
Liquide incolore ou jaune pâle, qui peut virer au brun rougeâtre.
Odeur
Caractéristique piquante et suffocante.
Point d'ébullition
181 ° F à 760 mmHg (83 ° C).
Point de fusion
-41,6 ° C
Solubilité dans l'eau
Très soluble et miscible à l'eau.
Densité
1,513 g / cm 3 à 20 ° C
Densité relative
1,50 (par rapport à l'eau = 1).
Densité de vapeur relative
2 ou 3 fois estimé (par rapport à l'air = 1).
La pression de vapeur
63,1 mmHg à 25 ° C
Décomposition
Lorsqu'il est exposé à l'humidité atmosphérique ou à la chaleur, il peut se décomposer en formant du peroxyde d'azote. Lorsqu'il est chauffé jusqu'à la décomposition, il émet une fumée hautement toxique d'oxyde d'azote et de nitrate d'hydrogène.
L'acide nitrique n'est pas stable, pouvant se décomposer au contact de la chaleur et de l'exposition au soleil, et émettant du dioxyde d'azote, de l'oxygène et de l'eau.
Viscosité
1092 mPa à 0 ° C et 0,617 mPa à 40 ° C
Corrosion
Il est capable d'attaquer tous les métaux communs, sauf l'aluminium et l'acier chromé. Attaque certaines variétés de plastiques, caoutchoucs et revêtements. C'est une substance caustique et corrosive, elle doit donc être manipulée avec une extrême prudence.
Enthalpie molaire de vaporisation
39,1 kJ / mol à 25 ° C
Enthalpie molaire standard
-207 kJ / mol (298 ° F).
Entropie molaire standard
146 kJ / mol (298 ° F).
Tension superficielle
-0,04356 N / m à 0 ºC
-0,04115 N / m à 20 ºC
-0,0376 N / m à 40 ºC
Seuil d'odeur
-Faible odeur: 0,75 mg / m 3
-Haute odeur: 250 mg / m 3
-Concentration irritante: 155 mg / m 3.
Constante de dissociation
pKa = -1,38.
Indice de réfraction (η / D)
1,393 (16,5 ° C).
Réactions chimiques
L'hydratation
-Il peut former des hydrates solides, tels que HNO 3 ∙ H 2 O et HNO 3 ∙ 3H 2 O: «glace nitrique».
Dissociation dans l'eau
L'acide nitrique est un acide fort qui s'ionise rapidement dans l'eau de la manière suivante:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (aq) + NO 3 -
Formation de sel
Réagit avec les oxydes basiques pour former un sel nitrate et de l'eau.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3) 2 (aq) + H 2 O (l)
De même, il réagit avec les bases (hydroxydes), formant un sel de nitrate et d'eau.
NaOH (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l)
Et aussi avec les carbonates et les carbonates acides (bicarbonates), formant également du dioxyde de carbone.
Na 2 CO 3 (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Protonation
L'acide nitrique peut également se comporter comme une base. Pour cette raison, il peut réagir avec l'acide sulfurique.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -
Autoprotolyse
L'acide nitrique subit une autoprotolyse.
2HNO 3 <=> NON 2 + + NON 3 - + H 2 O
Oxydation des métaux
Dans la réaction avec les métaux, l'acide nitrique ne se comporte pas comme des acides forts, qui réagissent avec les métaux, formant le sel correspondant et libérant de l'hydrogène sous forme gazeuse.
Cependant, le magnésium et le manganèse réagissent à chaud avec l'acide nitrique, tout comme le font les autres acides forts.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3) 2 (aq) + H 2 (g)
Autre
L'acide nitrique réagit avec les sulfites métalliques pour former un sel de nitrate, du dioxyde de soufre et de l'eau.
Na 2 SO 3 (s) + 2 HNO 3 (l) => 2 NaNO 3 (aq) + SO 2 (g) + H 2 O (l)
Et il réagit également avec les composés organiques, en substituant un hydrogène à un groupe nitro; constituant ainsi la base de la synthèse de composés explosifs tels que la nitroglycérine et le trinitrotoluène (TNT).
Synthèse
Industriel
Il est produit au niveau industriel par oxydation catalytique de l'ammonium, selon la méthode décrite par Oswald en 1901. Le procédé se compose de trois étapes ou étapes.
Étape 1: Oxydation de l'ammonium en oxyde nitrique
L'ammonium est oxydé par l'oxygène de l'air. La réaction est effectuée à 800 ° C et à une pression de 6-7 atm, avec l'utilisation de platine comme catalyseur. L'ammoniac est mélangé à l'air dans le rapport suivant: 1 volume d'ammoniac pour 8 volumes d'air.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
L'oxyde nitrique est produit dans la réaction, qui est transporté dans la chambre d'oxydation pour l'étape suivante.
Étape 2. Oxydation de l'oxyde nitrique en dioxyde d'azote
L'oxydation est réalisée par l'oxygène présent dans l'air à une température inférieure à 100 ° C.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Étape 3. Dissolution du dioxyde d'azote dans l'eau
À ce stade, la formation d'acide nitrique se produit.
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 => 4HNO 3
Il existe plusieurs méthodes d'absorption du dioxyde d'azote (NO 2) dans l'eau.
Entre autres méthodes: le NO 2 est dimérisé en N 2 O 4 à basse température et haute pression, afin d'augmenter sa solubilité dans l'eau et produire de l'acide nitrique.
3N 2 O 4 + 2H 2 O => 4HNO 3 + 2NO
L'acide nitrique produit par l'oxydation de l'ammoniac a une concentration comprise entre 50 et 70%, qui peut être portée à 98% en utilisant de l'acide sulfurique concentré comme agent déshydratant, permettant d'augmenter la concentration d'acide nitrique.
Dans le laboratoire
Décomposition thermique du nitrate de cuivre (II), produisant du dioxyde d'azote et de l'oxygène gazeux, qui passent à travers l'eau pour former de l'acide nitrique; comme dans la méthode d'Oswald, précédemment décrite.
2Cu (NO 3) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
Réaction d'un sel nitrate avec H 2 SO 4 concentré. L'acide nitrique formé est séparé de H 2 SO 4 par distillation à 83 ° C (point d'ébullition de l'acide nitrique).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
Applications
Production d'engrais
60% de la production d'acide nitrique est utilisé dans la fabrication d'engrais, en particulier de nitrate d'ammonium.
Celui-ci se caractérise par sa forte concentration en azote, l'un des trois principaux nutriments végétaux, le nitrate étant immédiatement utilisé par les plantes. Pendant ce temps, l'ammoniac est oxydé par les microorganismes présents dans le sol et est utilisé comme engrais à long terme.
Industriel
-15% de la production d'acide nitrique est utilisé dans la fabrication de fibres synthétiques.
-Il est utilisé dans la production d'esters d'acide nitrique et de dérivés nitrés; comme la nitrocellulose, les peintures acryliques, le nitrobenzène, le nitrotoluène, les acrylonitriles, etc.
-Vous pouvez ajouter des groupes nitro aux composés organiques, en pouvant utiliser cette propriété pour fabriquer des explosifs tels que la nitroglycérine et le trinitrotoluène (TNT).
-L'acide adipique, précurseur du nylon, est produit à grande échelle par oxydation de la cyclohexanone et du cyclohexanol par l'acide nitrique.
Purificateur de métal
L'acide nitrique en raison de son pouvoir oxydant, est très utile dans la purification des métaux présents dans les minéraux. De même, il est utilisé pour obtenir des éléments tels que l'uranium, le manganèse, le niobium et le zirconium, et dans l'acidification de roches phosphoriques pour obtenir de l'acide phosphorique.
Eau royale
Il est mélangé avec de l'acide chlorhydrique concentré pour former "aqua regia". Cette solution est capable de dissoudre l'or et le platine, ce qui permet son utilisation dans la purification de ces métaux.
Meubles
L'acide nitrique est utilisé pour obtenir un effet antique dans les meubles en bois de pin. Le traitement avec une solution d'acide nitrique à 10% produit une coloration gris-or dans le bois du meuble.
Nettoyage
-Le mélange de solutions aqueuses d'acide nitrique 5-30% et d'acide phosphorique 15-40% est utilisé dans le nettoyage de l'équipement utilisé dans les travaux de traite, afin d'éliminer les résidus des précipités des composés de magnésium et calcium.
-Il est utile pour nettoyer la verrerie utilisée en laboratoire.
La photographie
-L'acide nitrique a été utilisé en photographie, en particulier comme additif pour les révélateurs de sulfate ferreux dans le processus de plaque humide, dans le but de promouvoir une couleur plus blanche dans les ambrotypes et les types de teintes.
-Il a été utilisé pour abaisser le pH du bain d'argent des plaques de collodion, ce qui a permis d'obtenir une réduction de l'apparence d'un brouillard qui interférait avec les images.
Autres
-En raison de sa capacité de solvant, il est utilisé dans l'analyse de différents métaux par des techniques de spectrophotométrie d'absorption atomique à flamme et par spectrophotométrie de masse à plasma inductif.
-La combinaison d'acide nitrique et d'acide sulfurique a été utilisée pour la conversion du coton commun en nitrate de cellulose (coton nitrique).
-Le médicament Salcoderm à usage externe est utilisé dans le traitement des néoplasmes bénins de la peau (verrues, callosités, condylomes et papillomes). Il possède des propriétés de cautérisation, de soulagement de la douleur, de l'irritation et des démangeaisons. L'acide nitrique est le composant principal de la formule du médicament.
-L'acide nitrique fumant rouge et l'acide nitrique fumant blanc sont utilisés comme oxydants pour les carburants liquides pour fusées, en particulier dans le missile BOMARC.
Toxicité
-En contact avec la peau, il peut provoquer des brûlures cutanées, des douleurs intenses et des dermatites.
-En contact avec les yeux peut provoquer une douleur intense, des larmoiements et dans les cas graves, des lésions de la cornée et la cécité.
-L'inhalation des vapeurs peut provoquer une toux, une détresse respiratoire, provoquant des saignements de nez, une laryngite, une bronchite chronique, une pneumonie et un œdème pulmonaire lors d'expositions intenses ou chroniques.
-En raison de son ingestion, il y a des lésions dans la bouche, salivation, soif intense, douleur à avaler, douleur intense dans tout le tube digestif et risque de perforation de la paroi de celui-ci.
Références
- Wikipédia. (2018). Acide nitrique. Récupéré de: en.wikipedia.org
- PubChem. (2018). Acide nitrique. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Les rédacteurs de l'Encyclopaedia Britannica. (23 novembre 2018). Acide nitrique. Encyclopædia Britannica. Récupéré de: britannica.com
- Shrestha B. (nd). Propriétés de l'acide nitrique et utilisations. Guide de chimie: tutoriels pour l'apprentissage de la chimie. Récupéré de: chem-guide.blogspot.com
- Livre chimique. (2017). Acide nitrique. Récupéré de: Chemicalbook.com
- Imanol. (10 septembre 2013). Production d'acide nitrique. Récupéré de: ingenieriaquimica.net