Acido nitrico
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| Acido nitrico | |
| Nome IUPAC | |
|---|---|
| idrossido di diossiazoto | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | HNO3 |
| Massa molecolare (amu) | 63,01 |
| Aspetto | liquido da incolore a giallo |
| Numero CAS | 7697-37-2 |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g·cm-3, in c.n.) | 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 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol-1) | -174,1 |
| ΔfG0 (kJ·mol-1) | -80,7 |
| S0m(J·K-1mol-1) | 155,6 |
| C0p,m(J·K-1mol-1) | 109,9 |
| Indicazioni di sicurezza | |
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| Progetto Chimica - Chemiobox | |
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.
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".
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)
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.
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.
L'acido nitrico (con i suoi sali, i nitrati) non è da confondersi con l'acido nitroso (i cui sali sono i nitriti).
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| % HNO3 | Molarità | Densità | |
|---|---|---|---|
| 0,333 | 0,052 | 1,000 | |
| 9,259 | 1,543 | 1,050 | |
| 17,58 | 3,068 | 1,100 | |
| 25,48 | 4,649 | 1,150 | |
| 32,94 | 6,273 | 1,200 | |
| 40,58 | 8,049 | 1,250 | |
| 48,42 | 9,990 | 1,300 | |
| 56,95 | 12,20 | 1,350 | |
| 66,97 | 14,88 | 1,400 | |
| 79,43 | 18,28 | 1,450 | |
| 96,73 | 23,02 | 1,500 | |
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