ÁCIDO NÍTRICO, HNO 3, se obtiene disolviendo óxidos de nitrógeno en agua:
3NO 2 + H 2 O = 2HN 3 + NO
norte 2 O 3 + H 2 O = HNO 3 + NO
N2O5 + H2O = 2HNO3
Propiedades físicas Ácido nítrico . Peso molar - 63.016; líquido incoloro con olor característico; punto de ebullición 86°, punto de fusión -47°; gravedad específica 1,52 a 15°; durante la destilación, debido a la descomposición de 2HNO 3 = N 2 O 3 + 2O + H 2 O, el ácido nítrico libera inmediatamente oxígeno, N 2 O 3 y agua; La absorción de este último provoca un aumento del punto de ebullición. En solución acuosa, el ácido nítrico fuerte suele contener óxidos de nitrógeno y la preparación de ácido nítrico completamente anhidro presenta importantes dificultades. Es imposible obtener ácido nítrico anhidro por destilación, ya que las soluciones acuosas de ácido nítrico tienen una elasticidad mínima, es decir, agregar agua al ácido y viceversa reduce la elasticidad del vapor (y aumenta el punto de ebullición). Por lo tanto, como resultado de la destilación de un ácido débil (D< 1,4) получается постоянно кипящий остаток D = 1,415, с содержанием 68% HNО 3 и с температурой кипения 120°,5 (735 мм). Перегонка при пониженном давлении дает остаток с меньшим содержанием HNО 3 , при повышенном давлении - с большим содержанием HNO 3 . Кислота D = 1,503 (85%), очищенная продуванием воздуха от N 2 О 4 , дает при перегонке остаток с 77,1% HNО 3 . Кислота D = 1,55 (99,8%) дает при перегонке сначала сильно окрашенный окислами азота раствор D = 1,62, а в остатке кислоту D = 1,49. Т. о. в остатке при перегонке азотной кислоты всегда оказывается кислота, соответствующая минимуму упругости (максимуму температуры кипения). Безводную кислоту можно получить лишь при смешивании крепкой (99,1%) азотной кислоты с азотным ангидридом.
Al congelarse, aparentemente es imposible obtener un ácido superior al 99,5%. Con los nuevos métodos (Valentiner) para extraer ácido nítrico del salitre, el ácido es bastante puro, pero con los antiguos era necesario purificarlo principalmente de compuestos de cloruro y de vapores de N 2 O 4. El ácido más fuerte tiene D0 = 1,559, D15 = 1,53 y 100% HNO3 - D4 = 1,5421 (Veley y Manley); 100% ácido emana vapores en el aire y atrae el vapor de agua con tanta fuerza como el ácido sulfúrico. Un ácido con D = 1,526 se calienta cuando se mezcla con nieve.
Calor de formación (de 1/2 H 2 + 1/2 N 2 + 3/2 O 2):
HNO 3 – vapor + 34400 cal
HNO 3 – líquido + 41600 cal
HNO 3 – cristales + 42200 cal
HNO 3 – solución + 48800 cal
Calor de dilución: al agregar una partícula de H 2 O a HNO 3 - 3,30 Cal, dos partículas - 4,9 Cal, cinco partículas - 6,7 Cal, diez - 7,3 Cal. Una adición adicional produce un aumento insignificante del efecto térmico. En forma de cristales se obtiene:
1) HNO 3 ·H 2 O = H 3 NO 4 - tabletas rómbicas que recuerdan al AgNO 3, punto de fusión = -34° (-38°);
2) HNO 3 (H 2 O) 2 = H 5 NO 5 - agujas, punto de fusión -18°.2, estable sólo por debajo de -15°. La curva de temperatura de cristalización del ácido acuoso tiene tres eutécticos (a -66°.3, a -44°.2, a -43°) y dos máximos (HNO 3 H 2 O -38°, HNO 3 3H 2 O -18 °,2). Los mismos puntos especiales se observan para los calores de solución y para los giros de la curva de conductividad eléctrica, pero en este último también se notan 2HNO 3 ·H 2 O y HNO 3 ·10H 2 O Por lo que se acaba de decir y por. Por analogía con los ácidos fosfóricos, se deduce que en las soluciones de ácido nítrico existe su hidrato HNO 3, pero se descompone muy fácilmente, lo que determina la alta reactividad del HNO 3. El ácido nítrico que contiene NO 2 en solución se llama de fumar(rojo).
Propiedades químicas. El HNO 3 puro se descompone fácilmente y se vuelve amarillento debido a la reacción 2HNO 3 = 2NO 2 + O 2 + H 2 O y la absorción del anhídrido nitroso resultante. El ácido nítrico puro y el ácido nítrico fuerte en general son estables sólo a bajas temperaturas. La característica principal del ácido nítrico es su capacidad oxidante extremadamente fuerte debido a la liberación de oxígeno. Así, al actuar sobre metales (excepto Pt, Rh, Ir, Au, sobre los cuales el HNO 3 no tiene efecto en ausencia de cloro), el ácido nítrico oxida el metal liberando óxidos de nitrógeno, cuanto menor es el grado de oxidación, más energético el metal oxidado era como agente reductor. Por ejemplo, el plomo (Pb) y el estaño (Sn) dan N 2 O 4; plata - principalmente N 2 O 3. El azufre, especialmente el recién precipitado, se oxida fácilmente; el fósforo, cuando se calienta ligeramente, se convierte en ácido fosforoso. El carbón al rojo vivo se enciende en el vapor de ácido nítrico y en el propio ácido nítrico. El efecto oxidante del ácido rojo humeante es mayor que el del ácido incoloro. El hierro sumergido en él se vuelve pasivo y ya no es susceptible a la acción del ácido. El ácido nítrico anhidro o mezclado con ácido sulfúrico tiene un efecto muy fuerte sobre los compuestos orgánicos cíclicos (benceno, naftaleno, etc.), dando compuestos nitro C 6 H 5 H + HNO 3 = C 6 H 5 NO 2 + HOH. La nitración de parafinas se produce lentamente y sólo bajo la acción de un ácido débil ( alto grado ionización). Como resultado de la interacción de sustancias que contienen hidroxilo (glicerina, fibra) con ácido nítrico, se obtienen ésteres de nitrato, incorrectamente llamados nitroglicerina, nitrocelulosa, etc. Todos los experimentos y todos los trabajos con ácido nítrico deben realizarse en una habitación bien ventilada. , pero preferiblemente bajo un proyecto especial .
Análisis . Para detectar trazas de ácido nítrico, utilice: 1) difenilenedanil dihidrotriazol (conocido comercialmente como “nitron”); Se vierten 5 o 6 gotas de una solución de nitrón al 10% en ácido acético al 5% en 5-6 cm 3 de la solución de prueba, añadiéndole previamente una gota de H 2 SO 4: en presencia de cantidades notables de NO 3 iones, se libera un abundante precipitado, en soluciones muy débiles, se liberan cristales en forma de aguja; a 0° incluso 1/80000 HNO 3 se pueden abrir con nitron; 2) brucina en solución; mezcle con la solución de prueba y viértala con cuidado a lo largo de las paredes del tubo de ensayo con ácido sulfúrico fuerte; en el punto de contacto de ambas capas en el tubo de ensayo, se forma un color rojo rosado que se vuelve verdoso desde abajo.
Para determinar la cantidad de HNO 3 en una solución de ácido nítrico fumante, es necesario titular N 2 O 4 con una solución de KMnO 4, determinar la densidad del líquido con un hidrómetro y restar la corrección por el contenido de N 2 O 4. indicado en una tabla especial.
Métodos industriales para producir ácido nítrico.. Se extrae el ácido nítrico. Arr. del salitre. Anteriormente, la extracción de salitre se realizaba en el llamado. “salpetriere”, o “burts”, donde, como resultado de la mezcla de estiércol, orina, etc. con el yeso viejo, poco a poco, en parte por la acción de las bacterias, se produce la oxidación de la urea y otros compuestos nitrogenados orgánicos (aminas, amidas, etc.) en el ácido nítrico, formándose nitrato de calcio con la piedra caliza. En los días calurosos, especialmente en el sur (por ejemplo, en la India y en Asia Central), el proceso va muy rápido.
En Francia en 1813 se extrajeron del salitre hasta 2.000.000 kg de salitre. 25 animales grandes producen unos 500 kg de salitre al año. En algunas zonas con suelos básicos ricos en restos de animales (por ejemplo, en la región de Kuban), es posible que haya una cantidad notable de nitrato en el suelo, pero no suficiente para la extracción. Se extrajeron cantidades notables en el valle del Ganges y se encuentran en nuestras fortalezas de Asia Central, donde las reservas de suelo que contienen salitre en cada lugar alcanzan las 17 toneladas, pero el contenido de salitre no supera el 3%. Yacimientos de nitrato de sodio -chileno- fueron descubiertos en 1809; se encuentran principalmente en la provincia de Tarapacá, entre 68° 15" y 70° 18" de longitud este y 19° 17" y 21° 18" de latitud sur, pero también se encuentran más al sur y al norte (en Perú y Bolivia); su depósito se encuentra a una altitud de 1100 m sobre el nivel del mar. Los depósitos tienen unos 200 km de largo, 3-5 km de ancho y un contenido medio de NaNO 3 del 30-40%. Las reservas, suponiendo un aumento anual del consumo de 50.000 toneladas, pueden durar 300 años. En 1913 se exportaron 2.738.000 toneladas, pero las exportaciones a Europa disminuyeron algo, aunque, después de una caída muy notable de las exportaciones durante la guerra, a partir de 1920 volvieron a aumentar ligeramente. Normalmente encima hay un "fuego" (50 cm - 2 m de espesor). ), compuesto de cuarzo y arena feldespática, y debajo "kalihe" (25 cm - 1,5 m), que contiene salitre (los depósitos se encuentran en el desierto junto a depósitos de sal y sal de boro cálcico). La composición de "kalihe" es muy diversa; contiene NaNO 3 - del 30% al 70%, sales de yoduro y yodo - hasta el 2%, cloruro de sodio - 16-30%, sales de sulfato - hasta el 10%, sales de magnesio - hasta el 6%. las mejores variedades contienen en promedio: NaNO 3 - 50%, NaCl - 26%, Na 2 SO 4 - 6%, MgSO 4 - 3%. El NaNO 3 se disuelve a altas temperaturas, de modo que pasa a la solución mucho más NaNO 3 que NaCl, cuya solubilidad aumenta ligeramente con la temperatura. De 3 toneladas de “kalihe” se obtiene 1 tonelada de salitre en bruto con un contenido medio de 95-96% de salitre. De 1 litro de salmuera madre se suelen obtener entre 2,5 y 5 g de yodo. Normalmente, el salitre en bruto es de color marrón debido a la mezcla de óxido de hierro. Como fertilizante se utiliza salitre que contiene hasta un 1-2% de compuestos de cloruro. El nitrato de sodio puro es incoloro, transparente y no higroscópico si no contiene compuestos clorados; cristaliza en cubos. Para obtener ácido nítrico, se calienta salitre con ácido sulfúrico; la interacción sigue la ecuación:
NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaSO 4
es decir. Se obtiene sulfato ácido. Este último se puede utilizar para producir cloruro de hidrógeno calcinando una mezcla de NaHSO 4 y NaCl en muflas. Para la interacción según la ecuación.
En teoría, es necesario tomar 57,6 kg de H 2 SO 4 o 60 kg de ácido 66° Bẻ por 100 kg de NaNO 3. De hecho, para evitar la descomposición, se toma entre un 20 y un 30% más de ácido sulfúrico. La interacción se realiza en autoclaves cilíndricas horizontales de hierro de 1,5 m de largo, 60 cm de diámetro y paredes de 4 cm de espesor. Cada cilindro contiene 75 kg de salitre y 75 kg de H 2 SO 4. Los vapores pasan primero a través de un refrigerador de cerámica, enfriado con agua o a través de un tubo cerámico inclinado, luego a través de absorbentes: "cilindros" o "bombones", es decir, grandes "matraces Wulf" de cerámica. Si se toma ácido sulfúrico de 60° Вẻ (71%) y se colocan 4 kg de agua por 100 kg de salitre en el primer absorbente, se obtiene un ácido de 40-42° Вẻ (38-41%); usando ácido a 66° Вẻ (99,6%) y salitre seco, obtenemos 50° Вẻ (53%); para obtener ácido a 36° Вẻ se colocan 8 litros de agua en el primer absorbente, 4 litros en el segundo y 2,6 litros en los siguientes. El ácido nítrico fumante se obtiene haciendo reaccionar salitre con la mitad de la cantidad de ácido sulfúrico requerida por cálculo. Por tanto, el método produce ácido contaminado con cloruro de nitrosilo y otras sustancias que salen al inicio del proceso, y con óxidos de nitrógeno al final de la destilación. Los óxidos de nitrógeno son relativamente fáciles de eliminar soplando una corriente de aire a través del ácido. Es mucho más rentable trabajar en autoclaves, rodeadas de fuego por todos lados y con un tubo en el fondo para la liberación de bisulfato que contiene una cantidad notable de ácido. El hecho es que el hierro fundido no se corroe con el ácido si se calienta lo suficiente y si el contacto con el fuego por todos lados garantiza que no se depositen gotas de ácido. En tales retortas (1,20 de ancho y 1,50 m de diámetro, con un espesor de pared de 4-5 cm), el salitre se trata con ácido sulfúrico a razón de 450 kg e incluso 610 kg de salitre por 660 kg de H 2 SO 4 ( 66 ° Bẻ). En lugar de cilindros, ahora se utilizan a menudo tubos verticales o estos tubos se conectan a cilindros.
Según el método de Guttmann, la descomposición se realiza en retortas de hierro fundido compuestas de varias partes (Fig. 1 y 1a); las piezas se unen con masilla, que normalmente consta de 100 partes de limaduras de hierro, 5 partes de azufre, 5 partes de cloruro de amonio con la menor cantidad de agua posible; Las retortas y, si es posible, la trampilla de carga se cierran con mampostería y se calientan con los gases del horno.
Se cargan en la retorta 800 kg de salitre y 800 kg de ácido sulfúrico al 95% y se realiza la destilación durante 12 horas; esto consume alrededor de 100 kg de carbón. También se utilizan retortas cilíndricas. Los vapores liberados entran primero en el cilindro 8; luego pasar una serie de tubos cerámicos, 12 y 13, colocados en una caja de madera con agua; aquí los vapores se condensan en ácido nítrico, que fluye a través de las tuberías 22 de la instalación de Gutman y 23 al colector 28, y aquí también entra el condensado del cilindro 8; el ácido nítrico que no se ha condensado en los tubos 12 entra por 15a a una torre llena de bolas y lavada con agua; los últimos restos de ácido no absorbidos en la torre son capturados en el cilindro 43a; los gases son conducidos a través del tubo 46a hacia la chimenea. Para oxidar los óxidos de nitrógeno formados durante la destilación, se mezcla aire con los gases directamente a la salida de la retorta. Si en la producción se utiliza ácido sulfúrico fuerte y salitre seco, se obtiene ácido nítrico incoloro al 96-97%. Casi todo el ácido se condensa en las tuberías, sólo una pequeña parte (5%) es absorbida en la torre, dando un 70% de ácido nítrico, que se añade a la siguiente carga de nitrato. Eso. el resultado es ácido nítrico incoloro, sin cloro, con un rendimiento del 98-99% del teórico. El método de Gutman se ha generalizado debido a su simplicidad y bajo coste de instalación.
Del salitre se extrae ácido al 96-100% según el método de Valentiner, mediante destilación a presión reducida (30 mm) en retortas de hierro fundido de una mezcla de 1000 kg de NaNO 3, 1000 kg de H2SO 4 (66 ° Вẻ) y tal cantidad de ácido débil HNO 3 al que se le añaden 100 kg de agua. La destilación dura 10 horas, introduciéndose aire en la aleación todo el tiempo. La interacción ocurre a 120°, pero al final del proceso ocurre una “crisis” (1 hora) y son posibles fuertes sacudidas (a 120-130°). Después de esto, el calentamiento se lleva a 175-210°. Es muy importante un espesamiento y una captura de ácido adecuados. Los vapores de la retorta ingresan al cilindro, de éste a 2 serpentines altamente enfriados, de ellos a un colector (como un matraz Wulf), luego nuevamente a un serpentín y luego a 15 cilindros, detrás de los cuales se coloca una bomba. Con una carga de 1000 kg de NaNO 3 en 6-8 horas se obtienen 600 kg de HNO 3 (48° Вẻ), es decir, el 80% de la norma.
Para obtener ácido nítrico a partir de nitrato noruego (calcio), este último se disuelve, se añade ácido nítrico fuerte y se mezcla. ácido sulfúrico, después de lo cual se filtra el ácido nítrico del yeso.
Almacenamiento y embalaje. Para almacenar ácido nítrico, puede utilizar platos de vidrio, arcilla refractaria y aluminio puro (no más del 5% de impurezas), así como platos hechos de acero Krupp especial resistente al ácido de silicio (V2A). Porque cuando el ácido nítrico fuerte actúa sobre la madera, el aserrín, los trapos mojados aceite vegetal, etc. Es posible que se produzcan brotes e incendios (por ejemplo, si una botella explota durante el transporte), entonces el ácido nítrico solo se puede transportar en trenes especiales. La trementina se enciende con especial facilidad cuando se calienta cuando entra en contacto con ácido nítrico fuerte.
Aplicación: 1) en forma de sales para fertilizantes, 2) para la producción de explosivos, 3) para la producción de productos semiacabados para tintes y, en parte, los propios tintes. Cap. Arr. como fertilizantes se utilizan sales de ácido nítrico o nitrato (sodio, amonio, calcio y potasio). En 1914, el consumo mundial de nitrógeno en forma de nitrato chileno alcanzó las 368.000 toneladas y en forma de ácido nítrico del aire, 10.000 toneladas. En 1925, el consumo debería haber alcanzado las 360.000 toneladas de ácido nítrico del aire. El consumo de ácido nítrico aumenta mucho durante la guerra debido al gasto en explosivos, los principales de los cuales son la nitroglicerina y la nitrocelulosa. diferentes tipos, compuestos nitro (nitrotolueno, TNT, melinita, etc.) y sustancias para mechas (fulminato de mercurio). EN tiempo de paz El ácido nítrico se gasta en la producción de compuestos nitro, por ejemplo, nitrobenceno, para la transición a tintes a través de anilina, obtenidos a partir del nitrobenceno por reducción. Se utilizan cantidades importantes de ácido nítrico para grabar metales; Las sales de ácido nítrico (salitre) se utilizan para explosivos (nitrato de amonio, para la pólvora sin humo, nitrato de potasio, para la pólvora negra) y para fuegos artificiales (nitrato de bario, para la pólvora verde).
Estándar de ácido nítrico. La norma para el ácido nítrico existe hasta ahora sólo en la URSS y fue aprobada por el Comité de Normalización de la STO como norma obligatoria para toda la Unión (OST-47) para el ácido a 40° Bẻ. La norma fija el contenido de HNO 3 en el ácido nítrico en 61,20% y limita el contenido de impurezas: ácido sulfúrico no más del 0,5%, cloro no más del 0,8%, hierro no más del 0,01%, residuos sólidos no más del 0,9%; El ácido nítrico estándar no debe contener sedimentos. La norma regula la relación entre el vendedor y el comprador, regulando estrictamente los métodos de muestreo y análisis. El contenido de ácido nítrico se determina añadiendo NaOH al ácido y valorando nuevamente con el ácido. El contenido de ácido sulfúrico se determina en forma de BaSO 4 mediante precipitación de BaCl 2. El contenido de cloro se determina mediante valoración en medio alcalino con nitrato de plata. El contenido de hierro se determina mediante precipitación de sesquióxidos con amoniaco, reducción del óxido de hierro a hierro ferroso y posterior titulación de KMnO 4. El envasado del ácido nítrico aún no es estándar. Sin tocar el tamaño, peso y calidad de los envases, la norma estipula el envasado de ácido nítrico en cristalería y da instrucciones sobre cómo empacarlo y sellarlo.
Preparación de ácido nítrico.
I. Desde el aire. La síntesis de ácido nítrico a partir del aire bajo la acción de un arco voltaico repite en cierta medida el proceso que ocurre en la naturaleza bajo la influencia de descargas de electricidad atmosférica. Cavendish fue el primero en observar (en 1781) la formación de óxidos de nitrógeno durante la combustión de H 2 en el aire, y luego (en 1784) cuando una chispa eléctrica atraviesa el aire. Mutman y Gopher en 1903 fueron los primeros en intentar estudiar el equilibrio: N 2 + O 2 2NO. Al hacer pasar un arco voltaico de corriente alterna a 2000-4000 V a través del aire, prácticamente lograron una concentración de NO del 3,6 al 6,7% en volumen. Su consumo de energía por 1 kg de HNO 3 alcanzó los 7,71 kWh. Luego, Nernst estudió este equilibrio haciendo pasar aire a través de un tubo de iridio. Además, Nernst, Jellinek y otros investigadores trabajaron en la misma dirección. Extrapolando los resultados experimentales del estudio del equilibrio entre el aire y el óxido de nitrógeno, Nernst pudo calcular que en el lado derecho de la ecuación se establece un contenido del 7 % en volumen de NO a una temperatura de 3750 ° (es decir, aproximadamente a la temperatura del arco voltaico).
La prioridad de la idea de utilizar técnicamente un arco voltaico para fijar el nitrógeno atmosférico pertenece a la investigadora francesa Lefebre, quien allá por 1859 patentó en Inglaterra su método para producir ácido nítrico a partir del aire. Pero en aquella época el coste de la energía eléctrica era demasiado alto para que el método de Lefebre lograra significado práctico. También cabe mencionar las patentes de McDougal (An. P. 4633, 1899) y el método Bradley y Lovejoy implementado a escala técnica, explotado en 1902 por la empresa estadounidense Atmospheric Products С° (con un capital de 1 millón de dólares) con energía usada Cataratas del Niágara. En esta época también deben fecharse los intentos de Kowalski y su colaborador I. Moscytski de utilizar un voltaje de 50.000 V para fijar el nitrógeno atmosférico. Pero el primer éxito significativo en la fabricación de ácido nítrico a partir del aire lo trajo la idea histórica del ingeniero noruego Birkeland de utilizar la capacidad de este último para estirarse en un fuerte campo electromagnético para aumentar la producción de óxidos de nitrógeno. al pasar un arco voltaico a través del aire. Birkeland combinó esta idea con la de otro ingeniero noruego, Eide, y la tradujo en una instalación técnica que inmediatamente proporcionó una oportunidad rentable para obtener ácido nítrico del aire. Debido al cambio constante en la dirección de la corriente y la acción del electroimán, la llama del arco voltaico resultante tiene una tendencia constante a hincharse en diferentes direcciones, lo que conduce a la formación de un arco voltaico que se mueve rápidamente todo el tiempo a una velocidad constante. velocidad de hasta 100 m/seg, creando la impresión de un amplio sol eléctrico que arde tranquilamente con un diámetro de 2 mo más. Una fuerte corriente de aire fluye continuamente a través de este sol, y el sol mismo está encerrado en un horno especial hecho de arcilla refractaria, unida con cobre (Fig. 1, 2 y 3).
Los electrodos huecos del arco voltaico se enfrían desde el interior con agua. Aire a través de canales. A en el revestimiento de arcilla refractaria del horno ingresa a la cámara de arco b; A través del gas oxidado sale del horno y se enfría utilizando su calor para calentar las calderas de los evaporadores. Después de esto, el NO ingresa a las torres de oxidación, donde es oxidado por el oxígeno atmosférico a NO 2. Último proceso es un proceso exotérmico (2NO + O 2 = 2NO 2 + 27Cal) y, por lo tanto, las condiciones que aumentan la absorción de calor promueven significativamente la reacción en esta dirección. A continuación, el agua absorbe el dióxido de nitrógeno según las siguientes ecuaciones:
3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
En otro método, la mezcla de gases reaccionante se enfría por debajo de 150° antes de la absorción; A esta temperatura, la descomposición inversa – NO 2 = NO + O – casi no tiene lugar. Teniendo en cuenta que bajo determinadas condiciones el equilibrio NO + NO 2 N 2 O 3 se establece con un contenido máximo de N 2 O 3, se puede obtener vertiendo gases nitritos calientes incluso antes de su completa oxidación, a una temperatura de 200 a 300 °, con una solución de soda o sosa cáustica, en lugar de sales de nitrato: nitritos puros (método Norsk Hydro). Al salir del horno, el aire soplado contiene de 1 a 2% de óxidos de nitrógeno, que son inmediatamente capturados por chorros de agua y luego neutralizados con cal para formar calcio, el llamado calcio. Salitre "noruego". La realización del propio proceso N 2 + O 2 2NO - 43,2 Cal requiere el gasto de una cantidad relativamente pequeña de energía eléctrica, a saber: para obtener 1 tonelada de nitrógeno ligado en forma de NO sólo 0,205 kW-año; Mientras tanto, en las mejores instalaciones modernas es necesario gastar 36 veces más, es decir, entre 7,3 y hasta 8 kW-año por tonelada. En otras palabras, más del 97% de la energía gastada no se destina a la formación de NO, sino a la creación de condiciones favorables para este proceso. Para desplazar el equilibrio hacia el contenido de NO más alto posible, es necesario utilizar una temperatura de 2300 a 3300° (el contenido de NO a 2300° es 2 vol% y para 3300° - 6 vol%), pero a tales temperaturas el 2NO se descompone rápidamente. nuevamente en N 2 + O 2. Por lo tanto, en una pequeña fracción de segundo es necesario trasladar el gas de las regiones calientes a las más frías y enfriarlo hasta al menos 1500°, cuando la descomposición del NO avanza más lentamente. El equilibrio N 2 + O 2 2NO se establece a 1500° en 30 horas, a 2100° en 5 segundos, a 2500° en 0,01 segundos. y a 2900° - en 0,000035 seg.
El método de Schonherr, un empleado de BASF, supone una mejora significativa con respecto al método de Birkeland y Eide. En este método, en lugar de una llama de arco voltaico pulsante y de acción intermitente variable actual, aplique una llama tranquila de alta permanente actual Esto evita que la llama se apague con frecuencia, lo que es muy perjudicial para el proceso. Sin embargo, se puede lograr el mismo resultado con un arco voltaico de corriente alterna, pero soplando aire a través de la llama ardiente, no en línea recta, sino en forma de un viento vórtice a lo largo de la llama del arco voltaico. Por lo tanto, el horno podría Además, tiene la forma de un tubo metálico bastante estrecho para que la llama del arco no toque sus paredes. El diagrama de diseño del horno Schongherr se muestra en la Fig. 4.
El método de Pauling aporta una mejora adicional al método del arco (Fig. 5). Los electrodos del horno de combustión parecen descargadores de bocina. El arco voltaico de 1 m de largo que se forma entre ellos es impulsado hacia arriba por una fuerte corriente de aire. En el lugar más estrecho de la llama apagada, el arco se vuelve a encender utilizando electrodos adicionales.
I. Moscicki patentó un diseño ligeramente diferente de un horno para la oxidación de nitrógeno en el aire. Uno de ambos electrodos (Fig. 6) tiene forma de disco plano y está situado a muy poca distancia del otro electrodo. El electrodo superior es tubular y los gases neutros fluyen a través de él en una corriente rápida y luego se extienden formando un cono.
La llama de un arco voltaico se pone en movimiento circular bajo la influencia de un campo electromagnético, y una rápida corriente de gas en forma de cono evita cortocircuitos. Descripción detallada la instalación completa se encuentra en W. Waeser, Luftstickstoff-Industrie, p. 475, 1922. Una planta en Suiza (Chippis, Wallis) funciona según el método de I. Mościcki y produce un 40% de HNO 3 . Otra planta en Polonia (Bory-Jaworzno) está diseñada para 7000 kW y debería producir HNO 3 y (NH 4) 2 SO 4 concentrados. Para mejorar el rendimiento de óxidos de nitrógeno y aumentar la llama del arco voltaico, en Últimamente El producto de partida no es aire, sino una mezcla más rica en oxígeno de nitrógeno y oxígeno, en una proporción de 1:1. La planta francesa de Laroche-de-Rham trabaja con esta mezcla con muy buenos resultados.
Es aconsejable condensar el tetróxido de nitrógeno N 2 O 4 resultante en un líquido enfriándolo a -90°. Este tetróxido de nitrógeno líquido, obtenido a partir de gases presecados (oxígeno y aire), no reacciona con los metales y, por tanto, puede transportarse en bombas de acero y utilizarse para la producción de HNO 3 en fuertes concentraciones. En este caso se utilizó tolueno como refrigerante alguna vez, pero debido a la inevitable filtración de óxidos de nitrógeno y su efecto sobre el tolueno, se produjeron terribles explosiones en las plantas de Tschernewitz (en Alemania) y Bodio (en Suiza), que destruyeron ambas empresas. Extracción de N 2 O 4 de una mezcla de gases. También se logra mediante la absorción de N 2 O 4 por el gel de sílice, que libera el N 2 O 4 absorbido cuando se calienta.
II. Oxidación por contacto del amoníaco.. Todos los métodos descritos para producir ácido nítrico sintético directamente del aire, como ya se indicó, son rentables sólo si se dispone de energía hidroeléctrica barata. El problema del nitrógeno ligado (ver Nitrógeno) no podría considerarse definitivamente resuelto si no se hubiera encontrado un método para producir ácido nítrico sintético relativamente barato. La absorción por las plantas del nitrógeno ligado a los fertilizantes se facilita especialmente si estos fertilizantes son sales de ácido nítrico. Los compuestos de amonio introducidos en el suelo primero deben someterse a una nitrificación en el propio suelo (ver Fertilizantes nitrogenados). Además, el ácido nítrico, junto con el ácido sulfúrico, es la base de numerosos sectores de la industria química y los asuntos militares. La producción de explosivos y pólvora sin humo (TNT, nitroglicerina, dinamita, ácido pícrico y muchos otros), tintes de anilina, celuloide y rayón, muchos medicamentos, etc., es imposible sin ácido nítrico. Por eso en Alemania, que durante la Guerra Mundial quedó aislada de la fuente de salitre chileno por un bloqueo y al mismo tiempo no contaba con energía hidroeléctrica barata, la producción de ácido nítrico sintético se desarrolló en gran medida mediante el método de contacto. , a partir de carbón de carbón o amoníaco sintético oxidándolo con oxígeno atmosférico con la participación de catalizadores. Durante la guerra (1918), Alemania produjo hasta 1.000 toneladas de ácido nítrico y nitrato de amonio al día.
En 1788, Milner en Cambridge estableció la posibilidad de oxidación del NH 3 en óxidos de nitrógeno bajo la acción del peróxido de manganeso cuando se calienta. En 1839, Kuhlman estableció la acción de contacto del platino durante la oxidación del amoníaco con el aire. Técnicamente, el método de oxidación de amoníaco a ácido nítrico fue desarrollado por Ostwald y Brouwer y patentado por ellos en 1902. (Es interesante que en Alemania la solicitud de Ostwald fue rechazada debido al reconocimiento de prioridad para el químico francés Kuhlmann). platino finamente dividido y el flujo lento de la mezcla de gases, la oxidación se produce de acuerdo con la reacción 4NH 3 + ZO 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Por lo tanto, el proceso debe ser estrictamente regulado tanto en el sentido de la velocidad significativa de movimiento del chorro de gas impulsado a través del "convertidor" de contacto, como en el sentido de la composición de la mezcla de gases. La mezcla de gases que ingresa a los "convertidores" debería hacerlo. previamente limpiado a fondo de polvo e impurezas que podrían “envenenar” el catalizador de platino.
Se puede suponer que la presencia de platino provoca la descomposición de la molécula de NH 3 y la formación de un compuesto intermedio inestable de platino con hidrógeno. En este caso, el nitrógeno in statu nascendi está sujeto a oxidación por el oxígeno atmosférico. La oxidación de NH 3 a HNO 3 se produce mediante las siguientes reacciones:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H20;
El gas NO incoloro enfriado, al mezclarse con una nueva porción de aire, se oxida espontáneamente para formar NO 2 o N 2 O 4:
2NO + O 2 = 2NO 2, o N 2 O 4;
la disolución de los gases resultantes en agua en presencia de exceso de aire u oxígeno se asocia con una mayor oxidación según la reacción:
2NO 2 + O + H 2 O = 2HNO 3,
después de lo cual se obtiene HNO 3, con una concentración de aproximadamente 40 a 50%. Al destilar el HNO 3 resultante con ácido sulfúrico fuerte, finalmente se puede obtener ácido nítrico sintético concentrado. Según Ostwald, el catalizador debe estar compuesto de platino metálico recubierto con platino parcial o totalmente esponjoso o negro de platino.
La reacción debe tener lugar cuando apenas ha comenzado el calor al rojo vivo y con un caudal importante de la mezcla de gases, compuesta por 10 o más partes de aire por 1 hora de NH 3. El lento flujo de la mezcla de gases favorece la descomposición completa del NH 3 en elementos. Con una rejilla de contacto de platino de 2 cm, la velocidad del flujo de gas debe ser 1-5 m/seg, es decir, el tiempo de contacto del gas con el platino no debe exceder 1/100 s. Las temperaturas óptimas rondan los 300°. La mezcla de gases se precalienta. Cuanto mayor sea el caudal de la mezcla de gases, mayor será la salida de NO. Trabajando con una malla de platino muy gruesa (catalizador) con una mezcla de amoníaco y aire que contenía aproximadamente un 6,3% de NH 3, Neumann y Rose obtuvieron los siguientes resultados a una temperatura de 450 ° (con una superficie de contacto de platino de 3,35 cm 2):
El mayor o menor contenido de NH 3 también es de gran importancia para la dirección proceso quimico, que puede ir según la ecuación: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (con un contenido de 14,38% NH 3), o según la ecuación: 4NH 3 + 7O 2 = 4NO 2 + 6H 2 O (con un contenido de mezcla de 10,74% NH 3). Quizás con menos éxito que el platino. También se utilizaron otros catalizadores (óxido de hierro, bismuto, cerio, torio, cromo, vanadio, cobre). De estos, sólo merece atención el uso de óxido de hierro a una temperatura de 700-800°, con un rendimiento de 80 a 85% de NH3.
La temperatura juega un papel importante en el proceso oxidativo de transición de NH 3 a HNO 3. La reacción de oxidación del amoníaco en sí es exotérmica: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O + 215,6 Cal. Sólo inicialmente es necesario calentar el aparato de contacto; luego la reacción se produce debido a su propio calor. El diseño técnico de los "convertidores" para la oxidación de amoníaco de diferentes sistemas se desprende claramente de las figuras proporcionadas (Fig. 7-8).
El esquema para la producción de HNO 3 según el método Franck-Caro actualmente aceptado se muestra en la Fig. 9.
En la Fig. La figura 10 muestra un diagrama de la oxidación de NH 3 en la fábrica de Meister Lucius y Brünning en Hechst.
En las instalaciones modernas, la oxidación de NH 3 a NO se lleva a cabo con un rendimiento de hasta el 90%, y la posterior oxidación y absorción de los óxidos de nitrógeno resultantes por agua, con un rendimiento de hasta el 95%. Así, todo el proceso da un rendimiento de nitrógeno ligado del 85-90%. La producción de HNO 3 a partir de nitrato cuesta actualmente (en términos de 100% HNO 3) 103 dólares por 1 tonelada, según el proceso de arco, 97,30 dólares por 1 tonelada, mientras que 1 tonelada de HNO 3 obtenido por oxidación de NH -3 cuesta sólo 85,80 dólares. . No hace falta decir que estas cifras podrían ser son sólo aproximados y dependen en gran medida del tamaño de la empresa, del coste de la energía eléctrica y de las materias primas, pero aún así muestran que el método de contacto para producir HNO 3 está destinado a ocupar una posición dominante en un futuro próximo en comparación con otros métodos.
ver también
El ácido nítrico es uno de los principales compuestos nitrogenados. Fórmula química - HNO 3. Entonces, ¿qué propiedades físicas y químicas tiene esta sustancia?
Propiedades físicas
El ácido nítrico puro es incoloro, tiene un olor acre y tiene la propiedad de "humear" cuando se expone al aire. La masa molar es 63 g/mol. A una temperatura de -42 grados se vuelve sólido. estado de agregación y se convierte en una masa blanca como la nieve. El ácido nítrico anhidro hierve a 86 grados. Cuando se mezcla con agua, forma soluciones que difieren entre sí en concentración.
Esta sustancia es monobásica, es decir, siempre tiene un grupo carboxilo. Entre los ácidos que son poderosos agentes oxidantes, el ácido nítrico es uno de los más fuertes. Reacciona con muchos metales y no metales, compuestos orgánicos debido a la reducción de nitrógeno.
Los nitratos son sales de ácido nítrico. Se utilizan con mayor frecuencia como fertilizantes en la agricultura.
Propiedades químicas
La fórmula electrónica y estructural del ácido nítrico se representa a continuación:
Arroz. 1. Fórmula electrónica del ácido nítrico.
El ácido nítrico concentrado está expuesto a la luz y, bajo su influencia, es capaz de descomponerse en óxidos de nitrógeno. Los óxidos, a su vez, interactúan con el ácido, se disuelven en él y le dan al líquido un tinte amarillento:
4HNO3 =4NO2 +O2 +2H2O
La sustancia debe almacenarse en un lugar fresco y oscuro. A medida que aumenta su temperatura y concentración, el proceso de descomposición se produce mucho más rápido. El nitrógeno en una molécula de ácido nítrico siempre tiene una valencia de IV, un estado de oxidación de +5 y un número de coordinación de 3.
Dado que el ácido nítrico es un ácido muy fuerte, en soluciones se descompone completamente en iones. Reacciona con óxidos básicos, con bases y con sales de ácidos más débiles y volátiles.
Arroz. 2. Ácido nítrico.
Este ácido monobásico es un fuerte agente oxidante. El ácido nítrico ataca a muchos metales. Dependiendo de la concentración, la actividad del metal y las condiciones de reacción, se puede reducir con la formación simultánea de una sal de ácido nítrico (nitrato) a compuestos.
Cuando el ácido nítrico reacciona con metales poco activos, se forma NO 2:
Cu+4HNO 3 (conc.)=Cu(NO 3) 2 +2NO 2 +2H 2 O
El ácido nítrico diluido en esta situación se reduce a NO:
3Cu+8HNO 3 (diluido)=3Сu(NO 3) 2 +2NO+4H 2 O
Si reaccionan más metales activos con ácido nítrico diluido, se libera NO 2:
4Mg+10HNO 3 (diluido)=4Mg(NO 3)2 +N 2 O+5H 2 O
El ácido nítrico muy diluido, al interactuar con metales activos, se reduce a sales de amonio:
4Zn+10HNO 3 (muy diluido)=4Zn(NO 3) 2 +NH 4 NO 3 +3H 2 O
Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti son estables en ácido nítrico concentrado. “Pasiva” los metales Al, Fe, Cr mediante la formación de películas de óxido en la superficie de los metales.
Una mezcla formada a partir de un volumen de ácido nítrico concentrado y tres volúmenes de ácido clorhídrico (clorhídrico) concentrado se llama “agua regia”.
Arroz. 3. Vodka real.
Los no metales se oxidan con ácido nítrico a los ácidos correspondientes y el ácido nítrico, según la concentración, se reduce a NO o NO 2:
C + 4HNO 3 (conc.) = CO 2 +4NO 2 +2H 2 O
S+6HNO3 (conc.)=H2SO4 +6NO2 +2H2O
El ácido nítrico es capaz de oxidar algunos cationes y aniones, así como compuestos covalentes inorgánicos, como el sulfuro de hidrógeno.
3H 2 S+8HNO 3 (diluido)= 3H 2 SO 4 +8NO+4H 2 O
El ácido nítrico interactúa con muchas sustancias orgánicas y uno o más átomos de hidrógeno en la molécula de la sustancia orgánica son reemplazados por grupos nitro: NO 2. Este proceso se llama nitración.
Fórmula estructural
Fórmula verdadera, empírica o bruta: HNO3
Composición química del ácido nítrico.
Peso molecular: 63.012
Ácido nítrico ( HNO3) es un ácido monobásico fuerte. El ácido nítrico sólido forma dos modificaciones cristalinas con redes monoclínicas y ortorrómbicas.
El ácido nítrico se mezcla con agua en cualquier proporción. En soluciones acuosas, se disocia casi por completo en iones. Forma una mezcla azeotrópica con agua con una concentración del 68,4% y punto de ebullición 120 °C a presión atmosférica normal. Se conocen dos hidratos sólidos: monohidrato (HNO 3 ·H 2 O) y trihidrato (HNO 3 ·3H 2 O).
El nitrógeno en el ácido nítrico es tetravalente, estado de oxidación +5. El ácido nítrico es un líquido incoloro que humea en el aire, punto de fusión -41,59 °C, punto de ebullición +82,6 °C (a presión atmosférica normal) con descomposición parcial. El ácido nítrico se mezcla con agua en todas las proporciones. Las soluciones acuosas de HNO 3 con una fracción de masa de 0,95-0,98 se denominan "ácido nítrico fumante", con una fracción de masa de 0,6-0,7 - ácido nítrico concentrado. Forma una mezcla azeotrópica con agua (fracción de masa 68,4%, d20 = 1,41 g/cm, T pb = 120,7 °C)
El HNO 3 altamente concentrado suele tener un color marrón debido al proceso de descomposición que se produce con la luz. Cuando se calienta, el ácido nítrico se descompone según la misma reacción. El ácido nítrico se puede destilar sin descomposición sólo a presión reducida (el punto de ebullición indicado a presión atmosférica se encontró por extrapolación).
El oro, algunos metales del grupo del platino y el tantalio son inertes al ácido nítrico en todo el rango de concentración, otros metales reaccionan con él y el curso de la reacción está determinado por su concentración.
El ácido nítrico en cualquier concentración exhibe las propiedades de un ácido oxidante, y el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +5 a -3. La profundidad de la reducción depende principalmente de la naturaleza del agente reductor y de la concentración de ácido nítrico.
Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico se llama "melange".
El ácido nítrico se utiliza ampliamente para obtener compuestos nitro.
Una mezcla de tres volúmenes de ácido clorhídrico y un volumen de ácido nítrico se llama "agua regia". El agua regia disuelve la mayoría de los metales, incluidos el oro y el platino. Su fuerte capacidad oxidante se debe al cloro atómico y al cloruro de nitrosilo resultantes.
El ácido nítrico es un ácido fuerte. Sus sales, los nitratos, se obtienen por la acción del HNO 3 sobre metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos. Todos los nitratos son muy solubles en agua. El ion nitrato no se hidroliza en agua. Los nitratos se utilizan ampliamente como fertilizantes. Además, casi todos los nitratos son muy solubles en agua, por lo que hay muy pocos en la naturaleza en forma de minerales; las excepciones son el nitrato chileno (de sodio) y el nitrato indio (nitrato de potasio). La mayoría de los nitratos se obtienen artificialmente.
En cuanto al grado de impacto en el cuerpo, el ácido nítrico pertenece a sustancias de la tercera clase de peligro. Sus vapores son muy nocivos: irritan las vías respiratorias y el propio ácido deja úlceras en la piel que tardan en curarse. Cuando se expone a la piel, se produce una coloración amarilla característica de la piel debido a la reacción de las xantoproteínas. Cuando se calienta o se expone a la luz, el ácido se descompone para formar dióxido de nitrógeno NO 2 (un gas marrón) altamente tóxico. MPC para ácido nítrico en el aire del área de trabajo para NO 2 2 mg/m 3.
Un ácido monobásico fuerte, que en condiciones estándar es un líquido incoloro que se vuelve amarillo durante el almacenamiento, puede estar en estado sólido, caracterizado por dos modificaciones cristalinas (red monoclínica o rómbica), a temperaturas inferiores a -41,6 °C. Esta es una sustancia con fórmula química— HNO3 — se llama ácido nítrico. Tiene una masa molar de 63,0 g/mol y su densidad corresponde a 1,51 g/cm³. El punto de ebullición del ácido es 82,6 °C, el proceso va acompañado de descomposición (parcial): 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2. Una solución ácida con una fracción másica de la sustancia principal igual al 68% hierve a una temperatura de 121 °C. sustancia pura corresponde a 1,397. El ácido se puede mezclar con agua en cualquier proporción y, al ser un electrolito fuerte, se descompone casi por completo en iones H+ y NO3-. Las formas sólidas: trihidrato y monohidrato tienen la fórmula: HNO3. 3H2O y HNO3. H2O respectivamente.
El ácido nítrico es corrosivo, Sustancia tóxica y un fuerte agente oxidante. Desde la Edad Media se conoce el nombre de “agua fuerte” (Aqua fortis). Los alquimistas que descubrieron el ácido en el siglo XIII le dieron este nombre, convencidos de sus extraordinarias propiedades (corroía todos los metales excepto el oro), que eran un millón de veces mayores que la fuerza del ácido acético, que en aquellos tiempos se consideraba el más activo. . Pero tres siglos más tarde se descubrió que incluso el oro puede corroerse con una mezcla de ácidos como el nítrico y el clorhídrico en una proporción de volumen de 1:3, que por esta razón se llamó “agua regia”. La aparición de un tinte amarillo durante el almacenamiento se explica por la acumulación de óxidos de nitrógeno en él. A la venta, el ácido se encuentra a menudo en una concentración del 68%, y cuando el contenido de la sustancia principal es superior al 89%, se le llama "fumante".
Las propiedades químicas del ácido nítrico lo distinguen de los ácidos sulfúrico o clorhídrico diluidos en que el HNO3 es un agente oxidante más fuerte, por lo que nunca se libera hidrógeno en reacciones con metales. Debido a sus propiedades oxidantes, también reacciona con muchos no metales. En ambos casos siempre se forma dióxido de nitrógeno NO2. En las reacciones redox, la reducción del nitrógeno se produce en diversos grados: HNO3, NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3, que está determinada por la concentración de ácido y la actividad del metal. Las moléculas de los compuestos resultantes contienen nitrógeno con el estado de oxidación: +5, +4, +3, +2, +1, 0, +3, respectivamente. Por ejemplo, el cobre se oxida con ácido concentrado a nitrato de cobre (II): Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O, y fósforo a ácido metafosfórico: P + 5HNO3 → 5NO2 + HPO3 + 2H2O.
De lo contrario, el ácido nítrico diluido interactúa con los no metales. Usando el ejemplo de la reacción con fósforo: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO, se puede ver que el nitrógeno se reduce al estado divalente. Como resultado, se forma monóxido de nitrógeno y el fósforo se oxida a ácido nítrico concentrado mezclado con ácido clorhídrico que disuelve oro: Au + 4HCl + HNO3 → NO + H + 2H2O y platino: 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 4NO +3H2 + 8H2O. En estas reacciones a etapa inicial ácido clorhídrico se oxida con ácido nítrico con liberación de cloro, y luego los metales forman cloruros complejos.
El ácido nítrico se produce a escala industrial de tres formas principales:
- La primera es la interacción de sales con ácido sulfúrico: H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4. Anteriormente, este era el único método, pero con la llegada de otras tecnologías, ahora se utiliza en condiciones de laboratorio para obtener ácido fumante.
- El segundo es el método del arco. Cuando se sopla aire a una temperatura de 3000 a 3500 °C, parte del nitrógeno del aire reacciona con el oxígeno, dando como resultado la formación de monóxido de nitrógeno: N2 + O2 → 2NO, que, después de enfriarse, se oxida a dióxido de nitrógeno. (a altas temperaturas, el monóxido no interactúa con el oxígeno): O2 + 2NO → 2NO2. Luego, prácticamente todo el dióxido de nitrógeno, con un exceso de oxígeno, se disuelve en agua: 2H2O + 4NO2 + O2 → 4HNO3.
- El tercero es el método del amoníaco. El amoníaco se oxida sobre un catalizador de platino a monóxido de nitrógeno: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. Los gases nitrosos resultantes se enfrían y forman dióxido de nitrógeno, que es absorbido por el agua. Este método produce ácido con una concentración del 60 al 62%.
El ácido nítrico se utiliza ampliamente en la industria para producir medicamentos, colorantes, fertilizantes nitrogenados y sales de ácido nítrico. Además, se utiliza para disolver metales (p. ej. cobre, plomo, plata) que no reaccionan con otros ácidos. En joyería se utiliza para determinar el oro en una aleación (este es el método principal).
Ácido nítrico- un líquido incoloro, "humeante" en el aire con un olor acre. Fórmula química HNO3.
Propiedades físicas. A una temperatura de 42 °C se endurece en forma de cristales blancos. El ácido nítrico anhidro hierve a presión atmosférica y a 86 °C. Se mezcla con agua en proporciones arbitrarias.
Cuando se expone a la luz, el HNO3 concentrado se descompone en óxidos de nitrógeno:
El HNO3 se almacena en un lugar fresco y oscuro. La valencia del nitrógeno es 4, el estado de oxidación es +5, el número de coordinación es 3.
El HNO3 es un ácido fuerte. En soluciones se desintegra completamente en iones. Interactúa con óxidos y bases básicos y con sales de ácidos más débiles. El HNO3 tiene una fuerte capacidad oxidante. Capaz de reducirse con la formación simultánea de nitrato a compuestos, según la concentración, la actividad del metal que interactúa y las condiciones:
1) concentrado HN03, al interactuar con metales poco activos, se reduce a óxido de nitrógeno (IV) NO2:
2) si el ácido se diluye, entonces se reduce a óxido nítrico (II) NO:
3) los metales más activos reducen el ácido diluido a óxido de nitrógeno (I) N2O:
Un ácido muy diluido se reduce a sales de amonio:
Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti no reaccionan con HNO3 concentrado y Al, Fe, Co y Cr están “pasivados”.
4) El HNO3 reacciona con los no metales, reduciéndolos a los ácidos correspondientes, y él mismo se reduce a óxidos:
5) El HNO3 oxida algunos cationes y aniones y compuestos covalentes inorgánicos.
6) interactúa con muchos compuestos orgánicos: reacción de nitración.
Producción industrial de ácido nítrico: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Amoníaco– El NO se transforma en NO2, que con agua en presencia de oxígeno atmosférico produce ácido nítrico.
Catalizador: aleaciones de platino. El HNO3 resultante no supera el 60%. Si es necesario, se concentra. La industria produce HNO3 diluido (47–45%) y HNO3 concentrado (98–97%). El ácido concentrado se transporta en depósitos de aluminio y el ácido diluido en depósitos de acero resistente a los ácidos.
34. fósforo
Fósforo(r) se encuentra en el 3er período, en el grupo V, del subgrupo principal del sistema periódico de D.I. Mendeleev. Número de serie 15, carga nuclear +15, Ar = 30,9738 a.u. metro... tiene 3 niveles de energía, hay 15 electrones en la capa de energía, de los cuales 5 son valencia. El fósforo tiene un subnivel d. Configuración electrónica P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. La característica es la hibridación sp3, menos comúnmente sp3d1. La valencia del fósforo es III, V. El estado de oxidación más característico es +5 y -3, menos característico: +4, +1, -2, -3. El fósforo puede exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras: aceptar y donar electrones.
Estructura de la molécula: la capacidad de formar enlaces β es menos pronunciada que la del nitrógeno: a temperaturas normales, en fase gaseosa, el fósforo se presenta en forma de moléculas P4, que tienen la forma de pirámides equiláteras con ángulos de 60°. Los enlaces entre átomos son covalentes, no polares. Cada átomo de P en la molécula está conectado por otros átomos mediante enlaces ?.
Propiedades físicas: El fósforo forma tres alótropos: blanco, rojo y negro. Cada modificación tiene su propio punto de fusión y congelación.
Propiedades químicas:
1) cuando se calienta, P4 se disocia reversiblemente:
2) por encima de 2000 °C, el P2 se desintegra en átomos:
3) el fósforo forma compuestos con no metales:
Combina directamente con todos los halógenos: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.
Al interactuar con metales, el fósforo forma fosfuros:
Combinado con hidrógeno, forma gas fosfina: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.
Al interactuar con el oxígeno, forma el anhídrido P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.
Recibo: El fósforo se obtiene calcinando la mezcla. Ca3(P O4 )2 con arena y coque en un horno eléctrico a una temperatura de 1500 °C sin acceso de aire: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.
En la naturaleza, el fósforo es forma pura no ocurre, pero se forma como resultado de la actividad química. Los principales compuestos naturales de fósforo son los siguientes minerales: Ca3(PO4)2 – fosforita; Ca3(PO4)2?CaF2 (o CaCl) o Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – apatita. La importancia biológica del fósforo es grande. El fósforo forma parte de algunas proteínas vegetales y animales: proteínas de la leche, la sangre, el cerebro y el tejido nervioso. Una gran cantidad se encuentra en los huesos de los vertebrados en forma de compuestos: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 y 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. El fósforo es un componente esencial de los ácidos nucleicos y desempeña un papel en la transmisión de información hereditaria. El fósforo se encuentra en el esmalte dental y en los tejidos en forma de lecitina, un compuesto de grasas con ésteres de fosforoglicerol.