Acid azotic

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Acid azotic
Dimensiuni pe structura acidului
Dimensiuni pe structura acidului
Nume IUPAC
Alte denumiri Nitrat de hidrogen
Identificare
Număr CAS 7697-37-2
Cod ATC
Informații generale
Formulă chimică HNO3
Aspect lichid incolor (în stare pură) sau gălbui-roșcat
Masă molară 63 g/mol
Proprietăți
Densitate 1,52 g/ml (20 °C)
Starea de agregare lichid
Punct de topire
Punct de fierbere 86°C
Solubilitate în orice proporție solubil în apă, reație energică cu etanolului
Solubilitate
Miros
Miros miros înțepător
Aciditate (pKa)
Bazicitate(pKb)
Structură cristalină
Anion
Cation
Duritate (Scara Mohs) 0
Presiunea vaporilor 56 hPa
Indice de refracție(nD)
Vâscozitate
Momentul dipol
Temperatură de aprindere
Date clinice
Statut legal
Categorie drog
Căi de administrare
Date farmacocinetice
Metabolism
Timp de înjumătățire biologic
Excreție
Pericol
Reglementări europene
Hazard C.svg Hazard O.svg
Fraze R
Fraze S
Reglementări mondiale
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
4
0
OX
Sunt folosite unitățile SI și condițiile de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Acidul azotic, cunoscut și sub numele de acid nitric, este unul dintre cei mai tari acizi anorganici (minerali). Formula chimică este HNO3. El este totodată, în stare pură sau concentrat, și un oxidant foarte puternic.

Proprietați[modificare | modificare sursă]

Fizice[modificare | modificare sursă]

În stare pură, acidul azotic este un lichid incolor, cu miros ințepător, ușor solubil în apă. Acidul azotic fumans este de obicei gălbui, colorarea datorându-se dizolvării oxidului de azot rezultat în urma descompunerii fotochimice. Dizolvarea sa în apă produce o degajare mare de căldură (exotermă), astfel încât este interzisă turnarea de apă în acid concentrat. Prepararea soluțiilor se face numai prin turnarea treptată a acidului concentrat în apă, agitare continuă și eventual răcire. Acidul azotic este pasiv față de metalul numit aluminiu, deci nu reacționează cu acesta. Această proprietate ajută la fabricarea cisternelor pentru transportarea acidului azotic (sunt făcute din aluminiu).

Cu acidul sulfuric formează amestec sulfonitric, iar cu acidul clorhidric apa regală.

Reactivitate[modificare | modificare sursă]

Sărurile acidului azotic cu diferitele metale se numesc azotați, și conțin un număr variabil de grupări de acest fel, iar forma generală a lor este Metm(NO3)m.

Obținere[modificare | modificare sursă]

În laborator acidul azotic poate fi obținut prin următoarele reacții:

\mathrm{AgNO_3 + HCl} \longrightarrow \mathrm{ AgCl + HNO_3}
\mathrm{KNO_3 + H_2SO_4} \longrightarrow \mathrm{ HNO_3 + KHSO_4}

Iar în industrie acidul azotic se obține prin dizolvarea oxizilor de azot în prezență de oxigen(aer) în apă. Obținându-se soluții de concentrație maximă de 65%. Conform reacției:

\mathrm{4NO_2 + 2H_2O + O_2 } \longrightarrow \mathrm{ 4HNO_3}

Efecte fiziologice[modificare | modificare sursă]

Acidul azotic este deosebit de toxic și foarte corosiv și poate provoca arsuri grave pe piele. Pielea atacată de acidul azotic se colorează în galben. De asemenea, poate distruge diferite materiale cu care intră în contact, de la țesături până la metale.

Importanța economică[modificare | modificare sursă]

Acidul azotic este folosit în diferite subramuri ale industriei. Cele mai importante aplicații le are în industria îngrășămintelor, a explozivilor, a coloranților precum și în industria metalurgică. Astfel, este folosit pentru producerea diferitor azotați, folosiți ca îngrașământ. În urma nitrării sunt obținute nitroglicerina, nitroceluloza, acidul picric, precum și alte materiale explozive. Tot prin nitrare sunt produși și diferiti coloranți, sau precursori în sinteza coloranților. În industria metalurgică, acidul azotic este folosit la decaparea metalelor, adică a curățirii lor de oxizi metalici și altor impurități de suprafață. Este deasemenea folosit la fabricarea apei regale, una dintre puținele soluții care pot reacționa cu aurul, transformându-l în săruri solubile. Acidul azotic mai este folosit și în analiza chimică și sinteza de laborator, fiind unul dintre cei mai utilizați reactivi.

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Note[modificare | modificare sursă]

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • D. Negoiu, Tratat de chimie anorganică, editura Tehnică, București, 1972