- Salpetersyrestruktur
- Resonansstrukturer
- Fysiske og kjemiske egenskaper
- Kjemiske navn
- Molekylær vekt
- Fysisk utseende
- lukt
- Kokepunkt
- Smeltepunkt
- Vannløselighet
- tetthet
- Relativ tetthet
- Relativ damptetthet
- Damptrykk
- dekomponering
- viskositet
- Korrosjon
- Molar Enthalpy of Vaporization
- Standard molar entalpi
- Standard molar entropi
- Overflatespenning
- Luktgrense
- Dissosiasjonskonstant
- Brytningsindeks (η / D)
- Kjemiske reaksjoner
- hydration
- Dissosiasjon i vann
- Saltdannelse
- protonering
- Autoprotolysis
- Metalloksidasjon
- Annen
- syntese
- Industriell
- Trinn 1: Oksidasjon av ammonium til nitrogenoksid
- Fase 2. Oksidasjon av nitrogenoksid til nitrogendioksid
- Trinn 3. Oppløsning av nitrogendioksid i vann
- På laboratoriet
- applikasjoner
- Gjødselproduksjon
- Industriell
- Metallrenser
- Kongelig vann
- Møbler
- Rengjøring
- Photography
- andre
- toksisitet
- referanser
Den salpetersyre er en uorganisk forbindelse som består av en oksosyre med nitrogen. Det regnes som en sterk syre, selv om pKa (-1,4) er lik pKa til hydroniumion (-1,74). Fra dette tidspunktet er det kanskje den "svakeste" av mange kjente sterke syrer.
Dets fysiske utseende består av en fargeløs væske som skifter til en gulaktig farge ved lagring, på grunn av dannelse av nitrogengasser. Den kjemiske formelen er HNO 3 .
Kilde: Aleksander Sobolewski via Wikimedia Commons
Det er noe ustabilt, gjennomgår en svak nedbrytning fra eksponering for sollys. Videre kan den dekomponeres fullstendig ved oppvarming, noe som gir opphav til nitrogendioksid, vann og oksygen.
Bildet over viser noe salpetersyre som er inneholdt i en volumetrisk kolbe. Den gule fargen kan merkes, noe som indikerer en delvis nedbrytning.
Det brukes til fremstilling av uorganiske og organiske nitrater, så vel som i nitroso-forbindelser som brukes til fremstilling av gjødsel, eksplosiver, mellomprodukter for fargestoffer og forskjellige organiske kjemiske forbindelser.
Denne syren var allerede kjent for alkymistene på 800-tallet, som de kalte "agua fortis". Den tyske kjemikeren Johan Rudolf Glauber (1648) designet en metode for fremstilling av den, som besto av oppvarming av kaliumnitrat med svovelsyre.
Den blir fremstilt industrielt etter metoden designet av Wilhelm Oswald (1901). Metoden, generelt sett, består av den katalytiske oksidasjonen av ammonium, med den påfølgende generasjonen av nitrogenoksid og nitrogenoksyd for å danne salpetersyre.
I atmosfæren reagerer NO 2 produsert av menneskelig aktivitet med vann i skyer, og danner HNO 3 . Deretter, under sur nedbør, faller det ut sammen med dråper vann og spiser bort for eksempel statuene i offentlige torg.
Salpetersyre er en veldig giftig forbindelse, og kontinuerlig eksponering for dens damper kan forårsake kronisk bronkitt og kjemisk lungebetennelse.
Salpetersyrestruktur
Kilde: Ben Mills, fra Wikimedia Commons
Det øvre bildet viser strukturen til et HNO 3- molekyl med en kule- og stolpe-modell. Nitrogenatomet, den blå sfæren, ligger i sentrum, omgitt av en trigonal plangeometri; trekanten er imidlertid forvrengt av en av de lengste hjørnene.
Salpetersyremolekyler er da flate. N = O, NO og N-OH bindene utgjør toppunktene i den flate trekanten. Hvis du ser nøye, er N-OH-bindingen mer langstrakt enn de to andre (der den hvite sfæren som representerer H-atomet finnes).
Resonansstrukturer
Det er to lenker som har samme lengde: N = 0 og NO. Dette faktum strider mot valensbindingsteorien, der dobbeltbindinger er spådd å være kortere enn enkeltbindinger. Forklaringen på dette ligger i fenomenet resonans, sett på bildet under.
Kilde: Ben Mills, fra Wikimedia Commons
Begge obligasjoner, N = O og NO, er derfor likeverdige når det gjelder resonans. Dette er representert grafisk i strukturmodellen ved å bruke en stiplet linje mellom to O-atomer (se struktur).
Når HNO 3 avprotoneres , dannes det stabile nitratanion NO 3 . I den involverer resonansen nå alle tre O-atomer. Dette er grunnen til at HNO 3 har en høy Bronsted-Lowry-surhet (H + ion-donorart ).
Fysiske og kjemiske egenskaper
Kjemiske navn
-Salpetersyre
-Azotic acid
-Hydrogennitrat
-Agua fortis.
Molekylær vekt
63,012 g / mol.
Fysisk utseende
Fargeløs eller blekgul væske, som kan bli rødbrun.
lukt
Skarp, kvelende karakteristikk.
Kokepunkt
181 ° F til 760 mmHg (83 ° C).
Smeltepunkt
-41.6 ° C
Vannløselighet
Veldig løselig og blandbar med vann.
tetthet
1,513 g / cm 3 ved 20 ° C.
Relativ tetthet
1,50 (i forhold til vann = 1).
Relativ damptetthet
2 eller 3 ganger estimert (i forhold til luft = 1).
Damptrykk
63,1 mmHg ved 25 ° C.
dekomponering
Ved eksponering for luftfuktighet eller varme kan det spaltes og danner nitrogenperoksyd. Når den varmes opp til spaltning, avgir den en meget giftig avgass av nitrogenoksid og hydrogennitrat.
Salpetersyre er ikke stabil, og kan spaltes i kontakt med varme og eksponering for sollys, og avgir nitrogendioksid, oksygen og vann.
viskositet
1.092 mPa ved 0 ° C, og 0,617 mPa ved 40 ° C.
Korrosjon
Den er i stand til å angripe alle uedle metaller, unntatt aluminium og kromstål. Angriper noen av varianter av plast, gummi og belegg. Det er et etsende og etsende stoff, så det må håndteres med ekstrem forsiktighet.
Molar Enthalpy of Vaporization
39,1 kJ / mol ved 25 ° C.
Standard molar entalpi
-207 kJ / mol (298 ° F).
Standard molar entropi
146 kJ / mol (298 ° F).
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 / m 3
-Høy lukt: 250 mg / m 3
-Irriterende konsentrasjon: 155 mg / m 3 .
Dissosiasjonskonstant
pKa = -1,38.
Brytningsindeks (η / D)
1,393 (16,5 ° C).
Kjemiske reaksjoner
hydration
-Det kan danne faste hydrater, for eksempel HNO 3 ∙ H 2 O og HNO 3 ∙ 3H 2 O: “nitrogenis”.
Dissosiasjon i vann
Salpetersyre er en sterk syre som ioniserer raskt i vann på følgende måter:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (aq) + NO 3 -
Saltdannelse
Reagerer med basiske oksider for å danne et nitratsalt og vann.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3 ) 2 (aq) + H 2 O (l)
På samme måte reagerer den med baser (hydroksider) og danner et salt av nitrat og vann.
NaOH (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l)
Og også med karbonater og sure karbonater (bikarbonater), som også danner karbondioksid.
Na 2 CO 3 (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
protonering
Salpetersyre kan også oppføre seg som en base. Av denne grunn kan den reagere med svovelsyre.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -
Autoprotolysis
Salpetersyre gjennomgår autoprotolyse.
2HNO 3 <=> NO 2 + + NO 3 - + H 2 O
Metalloksidasjon
I reaksjonen med metaller oppfører salpetersyre seg ikke som sterke syrer, som reagerer med metaller, danner tilsvarende salt og frigjør hydrogen i gassform.
Imidlertid reagerer magnesium og mangan varmt med salpetersyre, akkurat som de andre sterke syrene gjør.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3 ) 2 (aq) + H 2 (g)
Annen
Salpetersyre reagerer med metallsulfitter og danner et nitratsalt, svoveldioksid og vann.
Na 2 SO 3 + 2 HNO (s) 3 (l) => 2 NaNO 3 (aq) + SO 2 (g) + H 2 O (l)
Og den reagerer også med organiske forbindelser og erstatter en hydrogen med en nitrogruppe; og dermed danner grunnlaget for syntesen av eksplosive forbindelser som nitroglyserin og trinitrotoluen (TNT).
syntese
Industriell
Den produseres på industrielt nivå ved katalytisk oksydasjon av ammonium, i henhold til metoden beskrevet av Oswald i 1901. Prosessen består av tre trinn eller trinn.
Trinn 1: Oksidasjon av ammonium til nitrogenoksid
Ammonium oksideres av oksygen i luften. Reaksjonen utføres ved 800C og ved et trykk på 6-7 atm, under anvendelse av platina som katalysator. Ammoniakk blandes med luft i følgende forhold: 1 volum ammoniakk til 8 volum luft.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
Nitrogenoksyd produseres i reaksjonen, som føres til oksidasjonskammeret for neste trinn.
Fase 2. Oksidasjon av nitrogenoksid til nitrogendioksid
Oksidasjonen utføres av oksygenet som er tilstede i luften ved en temperatur under 100 ºC.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Trinn 3. Oppløsning av nitrogendioksid i vann
I dette stadiet oppstår dannelsen av salpetersyre.
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 => 4HNO 3
Det er flere metoder for absorpsjon av nitrogendioksid (NO 2 ) i vann.
Blant andre fremgangsmåter: NO 2 dimeriseres til N 2 O 4 ved lave temperaturer og høyt trykk, for å øke dets oppløselighet i vann og danne salpetersyre.
3 N 2 O 4 + 2 H 2 O => 4HNO 3 + 2NO
Salpetersyren produsert ved oksydasjon av ammoniakk har en konsentrasjon mellom 50-70%, som kan bringes til 98% ved å bruke konsentrert svovelsyre som et dehydratiseringsmiddel, slik at konsentrasjonen av salpetersyre kan økes.
På laboratoriet
Termisk spaltning av kobber (II) nitrat, som produserer nitrogendioksid og oksygengasser, som føres gjennom vann for å danne salpetersyre; som i Oswald-metoden, tidligere beskrevet.
2Cu (NO 3 ) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
Omsetning av et nitratsalt med konsentrert H- 2 SO 4 . Den salpetersyre som dannes separeres fra H 2 SO 4 ved destillasjon ved 83 ° C (kokepunktet for salpetersyre).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
applikasjoner
Gjødselproduksjon
60% av salpetersyreproduksjonen brukes til fremstilling av gjødsel, spesielt ammoniumnitrat.
Dette er preget av den høye konsentrasjonen av nitrogen, ett av de tre viktigste plantenæringsstoffene, hvor nitratet brukes umiddelbart av plantene. I mellomtiden oksideres ammoniakk av mikroorganismer som er tilstede i jorden, og brukes som en langsiktig gjødsel.
Industriell
-15% av salpetersyreproduksjonen brukes til fremstilling av syntetiske fibre.
-Det brukes i produksjonen av salpetersyreestere og salpederivater; som nitrocellulose, akrylmaling, nitrobenzen, nitrotoluen, akrylonitriler, etc.
-Du kan tilsette nitrogrupper til organiske forbindelser, og denne egenskapen kan brukes til å lage eksplosiver som nitroglyserin og trinitrotoluen (TNT).
-Adipinsyre, en forløper for nylon, produseres i stor skala ved oksidasjon av cykloheksanon og cykloheksanol med salpetersyre.
Metallrenser
Salpetersyre på grunn av sin oksiderende kapasitet er veldig nyttig i rensing av metaller som er tilstede i mineraler. På samme måte brukes den til å oppnå elementer som uran, mangan, niob og zirkonium, og til forsuring av fosforsyrer for å oppnå fosforsyre.
Kongelig vann
Den blandes med konsentrert saltsyre for å danne "aqua regia". Denne løsningen er i stand til å løse opp gull og platina, noe som gjør det mulig å bruke dem i rensing av disse metaller.
Møbler
Salpetersyre brukes for å få en antikk effekt i møbler laget med furu. Behandling med en 10% salpetersyreoppløsning gir en grå-gull farge i møbelets tre.
Rengjøring
-Blandingen av vandige oppløsninger av salpetersyre 5-30% og fosforsyre 15-40% brukes til rengjøring av utstyret som brukes i melkearbeidet, for å eliminere restene av bunnfallene av magnesiumforbindelsene og kalsium.
-Det er nyttig ved rengjøring av glass som brukes på laboratoriet.
Photography
Salpetersyre har blitt brukt i fotografering, spesielt som et tilsetningsstoff for jernsulfatutviklere i våtplate-prosessen, med sikte på å fremme en hvitere farge i ambrotyper og fargetyper.
-Det ble brukt for å senke pH i sølvbadet i kollosjonsplatene, noe som gjorde det mulig å oppnå en reduksjon i utseendet til en tåke som forstyrret bildene.
andre
- På grunn av sin løsemiddelkapasitet brukes den i analysen av forskjellige metaller ved hjelp av flammeatomisk absorpsjonsspektrofotometri og induktiv koblet plasmamassespektrofotometri.
-Kombinasjonen av salpetersyre og svovelsyre ble brukt til omdannelse av vanlig bomull til cellulosenitrat (salpetersyre).
-Stoffet Salcoderm til ekstern bruk brukes til behandling av godartede neoplasmer i huden (vorter, calluses, condylomas og papillomas). Den har egenskaper cauterisering, lindring av smerter, irritasjon og kløe. Salpetersyre er hovedkomponenten i legemiddelformelen.
-Rød røk salpetersyre og hvit røk salpetersyre brukes som oksidanter for flytende rakettbrensel, spesielt i BOMARC-missilet.
toksisitet
-Ved kontakt med huden kan det forårsake brannskader, sterke smerter og dermatitt.
-Kontakt med øynene kan forårsake intens smerte, rive og i alvorlige tilfeller skade på hornhinnen og blindhet.
-Inhalasjon av damper kan forårsake hoste, luftveisproblemer, forårsake neseblod, laryngitt, kronisk bronkitt, lungebetennelse og lungeødem ved intens eller kronisk eksponering.
-Ved inntak er det lesjoner i munnen, spytt, intens tørst, svelge å svelge, intense smerter i fordøyelseskanalen og risiko for perforering av veggen til det samme.
referanser
- Wikipedia. (2018). Salpetersyre. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
- Pubchem. (2018). Salpetersyre. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (23. november 2018). Salpetersyre. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
- Shrestha B. (nd). Egenskaper ved salpetersyre og bruksområder. Kjemiveiledning: veiledninger for kjemilæring. Gjenopprettet fra: chem-guide.blogspot.com
- Kjemisk bok. (2017). Salpetersyre. Gjenopprettet fra: chemicalbook.com
- Imanol. (10. september 2013). Salpetersyreproduksjon. Gjenopprettet fra: ingenieriaquimica.net