Ácido nítrico - Nitric acid
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| Nombres | |||
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Nombre IUPAC
Ácido nítrico
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| Otros nombres
Aqua fortis , Spirit of niter, Eau forte , Nitrato de hidrógeno, Acidum nitricum
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| Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol )
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| 3DMet | |||
| CHEBI | |||
| CHEMBL | |||
| ChemSpider | |||
| Tarjeta de información ECHA |
100.028.832 
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| Número CE | |||
| 1576 | |||
| KEGG | |||
| Malla | Ácido nítrico + | ||
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PubChem CID
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| Número RTECS | |||
| UNII | |||
| un numero | 2031 | ||
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Tablero CompTox ( EPA )
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| Propiedades | |||
| H N O 3 | |||
| Masa molar | 63.012 g · mol −1 | ||
| Apariencia | Líquido humeante incoloro, amarillo o rojo | ||
| Olor | acre, sofocante | ||
| Densidad | 1,51 g cm −3 , 1,41 g cm −3 [68% p / p] | ||
| Punto de fusion | −42 ° C (−44 ° F; 231 K) | ||
| Punto de ebullición | 83 ° C (181 ° F; 356 K) 68% de la solución hierve a 121 ° C (250 ° F; 394 K) | ||
| Miscible | |||
| log P | −0,13 | ||
| Presión de vapor | 48 mmHg (20 ° C) | ||
| Acidez (p K a ) | −1,4 | ||
| Base conjugada | Nitrato | ||
| −1,99 × 10 −5 cm 3 / mol | |||
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Índice de refracción ( n D )
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1.397 (16.5 ° C) | ||
| 2,17 ± 0,02 D | |||
| Termoquímica | |||
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Entropía molar estándar ( S |
146 J · mol −1 · K −1 | ||
| −207 kJ · mol −1 | |||
| Riesgos | |||
| Ficha de datos de seguridad | ICSC 0183 | ||
| Pictogramas GHS |
 
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| Palabra de señal GHS | Peligro | ||
| H272 , H300 , H310 , H330 , H373 , H411 | |||
| P210 , P220 , P260 , P305 + 351 + 338 , P310 , P370 + 378 | |||
| NFPA 704 (diamante de fuego) | |||
| punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
| Dosis o concentración letal (LD, LC): | |||
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LC 50 ( concentración media )
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138 ppm (rata, 30 min) | ||
| NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |||
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PEL (permitido)
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TWA 2 ppm (5 mg / m 3 ) | ||
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REL (recomendado)
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TWA 2 ppm (5 mg / m 3 ) ST 4 ppm (10 mg / m 3 ) |
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IDLH (peligro inmediato)
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25 ppm | ||
| Compuestos relacionados | |||
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Otros aniones
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Ácido nitroso | ||
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Otros cationes
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Nitrato de sodio Nitrato de potasio Nitrato de amonio |
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Compuestos relacionados
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Pentóxido de dinitrógeno | ||
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Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). |
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 verificar ( ¿qué es ?)
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| Referencias de Infobox | |||
Ácido nítrico ( HNO 3), también conocido como aqua fortis (del latín "agua fuerte") y espíritu de niter , es un ácido mineral altamente corrosivo .
El compuesto puro es incoloro, pero las muestras más antiguas tienden a adquirir un tono amarillo debido a la descomposición en óxidos de nitrógeno y agua. La mayor parte del ácido nítrico disponible comercialmente tiene una concentración del 68% en agua. Cuando la solución contiene más del 86% de HNO 3 , se denomina ácido nítrico fumante . Dependiendo de la cantidad de dióxido de nitrógeno presente, el ácido nítrico fumante se caracteriza además como ácido nítrico fumante rojo en concentraciones superiores al 86%, o ácido nítrico fumante blanco en concentraciones superiores al 95%.
El ácido nítrico es el reactivo principal utilizado para la nitración , la adición de un grupo nitro , generalmente a una molécula orgánica . Si bien algunos compuestos nitro resultantes son explosivos sensibles a los golpes y al calor , algunos son lo suficientemente estables como para usarse en municiones y demolición, mientras que otros son aún más estables y se usan como pigmentos en tintas y tintes. El ácido nítrico también se usa comúnmente como un agente oxidante fuerte .
Propiedades físicas y químicas
El ácido nítrico disponible comercialmente es un azeótropo con agua a una concentración del 68% de HNO 3 . Esta solución tiene una temperatura de ebullición de 120,5 ° C a 1 atm. Se le conoce como "ácido nítrico concentrado". El ácido nítrico concentrado puro es un líquido incoloro a temperatura ambiente.
Se conocen dos hidratos sólidos: el monohidrato (HNO 3 · H 2 O o [H 3 O] NO 3 ) y el trihidrato (HNO 3 · 3H 2 O).
Ocasionalmente se observa una escala de densidad más antigua, con ácido nítrico concentrado especificado como 42 ° Baumé .
Contaminación con dióxido de nitrógeno.
El ácido nítrico está sujeto a descomposición térmica o ligera y, por esta razón, a menudo se almacenaba en botellas de vidrio marrón:
Esta reacción puede dar lugar a algunas variaciones no despreciables en la presión de vapor por encima del líquido debido a que los óxidos de nitrógeno producidos se disuelven parcial o completamente en el ácido.
El dióxido de nitrógeno (NO 2 ) permanece disuelto en el ácido nítrico coloreándolo de amarillo o incluso rojo a temperaturas más altas. Mientras que el ácido puro tiende a emitir vapores blancos cuando se expone al aire, el ácido con dióxido de nitrógeno disuelto emite vapores de color marrón rojizo, lo que lleva a los nombres comunes "ácido nítrico humeante rojo" y "ácido nítrico humeante blanco". Los óxidos de nitrógeno (NO x ) son solubles en ácido nítrico.
Ácido nítrico humeante
El ácido nítrico fumante de calidad comercial contiene 98% de HNO 3 y tiene una densidad de 1,50 g / cm 3 . Este grado se usa a menudo en la industria de explosivos. No es tan volátil ni tan corrosivo como el ácido anhidro y tiene una concentración aproximada de 21,4 M.
El ácido nítrico fumante rojo , o RFNA, contiene cantidades sustanciales de dióxido de nitrógeno disuelto (NO 2 ) que deja la solución con un color marrón rojizo. Debido al dióxido de nitrógeno disuelto, la densidad del ácido nítrico fumante rojo es menor a 1.490 g / cm 3 .
Se puede preparar un ácido nítrico fumante inhibido (ya sea IWFNA o IRFNA ) mediante la adición de 0,6 a 0,7% de fluoruro de hidrógeno (HF). Este fluoruro se agrega para resistencia a la corrosión en tanques de metal. El fluoruro crea una capa de fluoruro metálico que protege el metal.
Ácido nítrico anhidro
El ácido nítrico fumante blanco, ácido nítrico puro o WFNA, está muy cerca del ácido nítrico anhidro. Está disponible como ácido nítrico al 99,9% por ensayo. Una especificación para el ácido nítrico fumante blanco es que tiene un máximo de 2% de agua y un máximo de 0,5% de NO 2 disuelto . El ácido nítrico anhidro tiene una densidad de 1,513 g / cm 3 y tiene una concentración aproximada de 24 molar. El ácido nítrico anhidro es un líquido móvil incoloro con una densidad de 1,512 g / cm 3 que solidifica a -42 ° C para formar cristales blancos. A medida que se descompone en NO 2 y agua, adquiere un tinte amarillo. Hierve a 83 ° C. Por lo general, se almacena en una botella ámbar de vidrio irrompible con el doble de espacio en la cabeza para permitir la acumulación de presión, pero incluso con esas precauciones, la botella debe ventilarse mensualmente para liberar la presión.
Estructura y vinculación
Dos de los enlaces N – O son equivalentes y relativamente cortos (esto puede explicarse por las teorías de la resonancia; las formas canónicas muestran un carácter de doble enlace en estos dos enlaces, lo que hace que sean más cortos que los enlaces N – O típicos), y el El tercer enlace N – O se alarga porque el átomo de O también está unido a un protón.
Reacciones
Propiedades ácido-base
El ácido nítrico normalmente se considera un ácido fuerte a temperatura ambiente. Existe cierto desacuerdo sobre el valor de la constante de disociación ácida, aunque el valor de p K a generalmente se informa como menor que -1. Esto significa que el ácido nítrico en solución diluida está completamente disociado excepto en soluciones extremadamente ácidas. El valor de p K a aumenta a 1 a una temperatura de 250 ° C.
El ácido nítrico puede actuar como base con respecto a un ácido como el ácido sulfúrico :
- HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ NO+
2+ H 3 O + + 2 HSO-
4; Constante de equilibrio : K ≈ 22
El ion nitronio , NO+
2, es el reactivo activo en reacciones de nitración aromática . Dado que el ácido nítrico tiene propiedades ácidas y básicas, puede sufrir una reacción de autoprotolisis, similar a la autoionización del agua :
- 2 HNO 3 ⇌ NO+
2+ NO-
3+ H 2 O
Reacciones con metales
El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales, pero los detalles dependen de la concentración del ácido y de la naturaleza del metal. El ácido nítrico diluido se comporta como un ácido típico en su reacción con la mayoría de los metales. El magnesio , manganeso y zinc liberar H 2 :
- Mg + 2 HNO 3 → Mg (NO 3 ) 2 + H 2 ( Nitrato de magnesio )
- Mn + 2 HNO 3 → Mn (NO 3 ) 2 + H 2 ( Nitrato de manganeso (II) )
El ácido nítrico puede oxidar metales inactivos como el cobre y la plata . Con estos metales no activos o menos electropositivos, los productos dependen de la temperatura y la concentración de ácido. Por ejemplo, el cobre reacciona con ácido nítrico diluido a temperatura ambiente con una estequiometría de 3: 8:
- 3 Cu + 8 HNO 3 → 3 Cu 2+ + 2 NO + 4 H 2 O + 6 NO-
3
El óxido nítrico producido puede reaccionar con el oxígeno atmosférico para dar dióxido de nitrógeno. Con ácido nítrico más concentrado, el dióxido de nitrógeno se produce directamente en una reacción con estequiometría 1: 4:
- Cu + 4 H + + 2 NO-
3→ Cu 2+ + 2 NO 2 + 2 H 2 O
Al reaccionar con ácido nítrico, la mayoría de los metales dan los correspondientes nitratos. Algunos metaloides y metales dan los óxidos; por ejemplo, Sn , As , Sb y Ti se oxidan en SnO 2 , As 2 O 5 , Sb 2 O 5 y TiO 2, respectivamente.
Algunos metales preciosos , como el oro puro y los metales del grupo del platino, no reaccionan con el ácido nítrico, aunque el oro puro sí reacciona con el agua regia , una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido clorhídrico . Sin embargo, algunos metales menos nobles ( Ag , Cu , ...) presentes en algunas aleaciones de oro relativamente pobres en oro, como el oro coloreado, pueden oxidarse y disolverse fácilmente con ácido nítrico, lo que provoca cambios de color en la superficie de la aleación de oro. El ácido nítrico se utiliza como un medio barato en las joyerías para detectar rápidamente aleaciones con bajo contenido de oro (<14 quilates ) y evaluar rápidamente la pureza del oro.
Al ser un poderoso agente oxidante, el ácido nítrico reacciona violentamente con muchos compuestos no metálicos y las reacciones pueden ser explosivas. Dependiendo de la concentración de ácido, la temperatura y el agente reductor involucrado, los productos finales pueden ser variables. La reacción tiene lugar con todos los metales excepto la serie de metales nobles y ciertas aleaciones . Por regla general, las reacciones oxidantes ocurren principalmente con el ácido concentrado, favoreciendo la formación de dióxido de nitrógeno (NO 2 ). Sin embargo, las poderosas propiedades oxidantes del ácido nítrico son de naturaleza termodinámica , pero a veces sus reacciones de oxidación no son favorecidas cinéticamente . La presencia de pequeñas cantidades de ácido nitroso (HNO 2 ) mejora enormemente la velocidad de reacción.
Aunque el cromo (Cr), el hierro (Fe) y el aluminio (Al) se disuelven fácilmente en ácido nítrico diluido, el ácido concentrado forma una capa de óxido metálico que protege la mayor parte del metal de una oxidación adicional. La formación de esta capa protectora se llama pasivación . Las concentraciones de pasivación típicas oscilan entre el 20% y el 50% por volumen (consulte ASTM A967-05). Los metales pasivados por el ácido nítrico concentrado son el hierro , el cobalto , el cromo , el níquel y el aluminio .
Reacciones con no metales.
Al ser un ácido oxidante poderoso , el ácido nítrico reacciona violentamente con muchos materiales orgánicos y las reacciones pueden ser explosivas. El grupo hidroxilo típicamente eliminará un hidrógeno de la molécula orgánica para formar agua, y el grupo nitro restante ocupará el lugar del hidrógeno. La nitración de compuestos orgánicos con ácido nítrico es el método principal de síntesis de muchos explosivos comunes, como la nitroglicerina y el trinitrotolueno (TNT). Como son posibles muchos subproductos menos estables, estas reacciones deben controlarse térmicamente con cuidado y los subproductos deben eliminarse para aislar el producto deseado.
La reacción con elementos no metálicos, con la excepción de nitrógeno, oxígeno, gases nobles , silicio y halógenos distintos del yodo, generalmente los oxida a sus estados de oxidación más altos como ácidos con la formación de dióxido de nitrógeno para ácido concentrado y óxido nítrico para diluido. ácido.
- C grafito + 4 HNO 3 → CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O
o
- 3 C grafito + 4 HNO 3 → 3 CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O
El ácido nítrico concentrado oxida I 2 , P 4 y S 8 en HIO 3 , H 3 PO 4 y H 2 SO 4 , respectivamente. Aunque reacciona con el grafito y el carbono amorfo, no reacciona con el diamante; puede separar el diamante del grafito que oxida.
Prueba xantoproteica
El ácido nítrico reacciona con las proteínas para formar productos nitrados amarillos. Esta reacción se conoce como reacción xantoproteica . Esta prueba se lleva a cabo agregando ácido nítrico concentrado a la sustancia que se está probando y luego calentando la mezcla. Si están presentes proteínas que contienen aminoácidos con anillos aromáticos , la mezcla se vuelve amarilla. Al agregar una base como amoníaco , el color se vuelve naranja. Estos cambios de color son causados por anillos aromáticos nitrados en la proteína. El ácido xantoproteico se forma cuando el ácido entra en contacto con las células epiteliales . Los respectivos cambios de color de la piel local son indicativos de precauciones de seguridad inadecuadas al manipular ácido nítrico.
Producción
El ácido nítrico se obtiene por reacción de dióxido de nitrógeno (NO 2 ) con agua .
- 4 NO 2 + 2 H 2 O → 2 HNO 3 + NO + NO 2 + H 2 O
La reacción neta es:
- 3 NO 2 + H 2 O → 2 HNO 3 + NO
Normalmente, el óxido nítrico producido por la reacción es reoxidado por el oxígeno del aire para producir dióxido de nitrógeno adicional.
El burbujeo de dióxido de nitrógeno a través del peróxido de hidrógeno puede ayudar a mejorar la producción de ácido.
- 2 NO 2 + H 2 O 2 → 2 HNO 3
Las soluciones de ácido nítrico de calidad comercial suelen tener entre 52% y 68% de ácido nítrico. La producción de ácido nítrico se realiza mediante el proceso de Ostwald , que lleva el nombre del químico alemán Wilhelm Ostwald . En este proceso, el amoníaco anhidro se oxida a óxido nítrico, en presencia de un catalizador de gasa de platino o rodio a una temperatura alta de aproximadamente 500 K y una presión de 9 atm.
- 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) → 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) (ΔH = −905.2 kJ / mol)
Luego, el óxido nítrico se hace reaccionar con oxígeno en el aire para formar dióxido de nitrógeno.
- 2 NO (g) + O 2 (g) → 2 NO 2 (g) (ΔH = −114 kJ / mol)
Este se absorbe posteriormente en agua para formar ácido nítrico y óxido nítrico.
- 3 NO 2 (g) + H 2 O (l) → 2 HNO 3 (aq) + NO (g) (ΔH = −117 kJ / mol)
El óxido nítrico se recicla para su reoxidación. Alternativamente, si el último paso se realiza en el aire:
- 4 NO 2 (g) + O 2 (g) + 2 H 2 O (l) → 4 HNO 3 (aq)
El HNO 3 acuoso obtenido se puede concentrar por destilación hasta aproximadamente un 68% en masa. Se puede lograr una concentración adicional al 98% mediante deshidratación con H 2 SO 4 concentrado . Mediante el uso de amoníaco derivado del proceso Haber , el producto final se puede producir a partir de nitrógeno, hidrógeno y oxígeno que se derivan del aire y el gas natural como única materia prima.
Síntesis de laboratorio
En el laboratorio, el ácido nítrico se puede producir mediante la descomposición térmica del nitrato de cobre (II) , produciendo dióxido de nitrógeno y gases de oxígeno, que luego se pasan a través del agua para dar ácido nítrico.
- 2 Cu (NO 3 ) 2 → 2 CuO + 4 NO 2 + O 2
Luego, siguiendo el proceso de Ostwald :
- 2 NO
2 + H
2O → HNO
2+ HNO
3
Alternativamente, la reacción de moles iguales de cualquier sal de nitrato, como el nitrato de sodio, con ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y la destilación de esta mezcla al punto de ebullición del ácido nítrico de 83 ° C. En el recipiente de destilación queda un residuo no volátil del hidrogenosulfato metálico. El ácido nítrico fumante rojo obtenido puede convertirse en ácido nítrico blanco.
- NaNO 3 + H 2 SO 4 → HNO 3 + NaHSO 4
El NO x disuelto se elimina fácilmente usando presión reducida a temperatura ambiente (10 a 30 minutos a 200 mmHg o 27 kPa ) para dar ácido nítrico fumante blanco. Este procedimiento también se puede realizar a presión y temperatura reducidas en un solo paso para producir menos dióxido de nitrógeno gaseoso.
El ácido nítrico diluido puede concentrarse por destilación hasta un 68% de ácido, que es un azeótropo de máxima ebullición. En el laboratorio, la concentración adicional implica la destilación con ácido sulfúrico o nitrato de magnesio , que sirven como agentes deshidratantes. Tales destilaciones deben realizarse con aparatos de vidrio a presión reducida, para evitar la descomposición del ácido. Industrialmente, el ácido nítrico altamente concentrado se produce disolviendo dióxido de nitrógeno adicional en ácido nítrico al 68% en una torre de absorción. Los óxidos de nitrógeno disueltos se eliminan en el caso de ácido nítrico fumante blanco o permanecen en solución para formar ácido nítrico fumante rojo. Más recientemente, se han desarrollado medios electroquímicos para producir ácido anhidro a partir de materia prima de ácido nítrico concentrado.
Usos
El principal uso industrial del ácido nítrico es para la producción de fertilizantes . El ácido nítrico se neutraliza con amoníaco para dar nitrato de amonio . Esta aplicación consume del 75 al 80% de los 26 millones de toneladas producidas anualmente (1987). Las otras aplicaciones principales son para la producción de explosivos, precursores de nailon y compuestos orgánicos especiales.
Precursor de compuestos nitrogenados orgánicos
En síntesis orgánica , industrial y de otro tipo, el grupo nitro es un grupo funcional versátil . Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico introduce un sustituyente nitro en varios compuestos aromáticos mediante sustitución aromática electrofílica . Muchos explosivos, como TNT , se preparan de esta manera:
- C 6 H 5 CH 3 + 3 HNO 3 → C 6 H 2 ( NO 2 ) 3 CH 3 + 3 H 2 O
O el ácido sulfúrico concentrado o el oleum absorben el exceso de agua.
- H 2 S 2 O 7 + H 2 O → 2 H 2 SO 4
El grupo nitro se puede reducir para dar un grupo amina , lo que permite la síntesis de compuestos de anilina a partir de varios nitrobencenos :
Utilizar como oxidante
El precursor del nailon , el ácido adípico , se produce a gran escala por oxidación del "aceite KA", una mezcla de ciclohexanona y ciclohexanol, con ácido nítrico.
Propelente de cohete
El ácido nítrico se ha utilizado en diversas formas como oxidante en cohetes de combustible líquido . Estas formas incluyen ácido nítrico fumante rojo, ácido nítrico fumante blanco, mezclas con ácido sulfúrico y estas formas con inhibidor de HF. El IRFNA ( ácido nítrico humeante rojo inhibido ) fue uno de los tres componentes de combustible líquido del misil BOMARC .
Usos de nicho
Procesando metal
El ácido nítrico se puede utilizar para convertir metales en formas oxidadas, como convertir el metal de cobre en nitrato cúprico . También se puede utilizar en combinación con ácido clorhídrico como agua regia para disolver metales nobles como el oro (como el ácido cloroáurico ). Estas sales se pueden utilizar para purificar oro y otros metales con una pureza superior al 99,9% mediante procesos de recristalización y precipitación selectiva .
Reactivo analítico
En el análisis elemental por ICP-MS , ICP-AES , GFAA y Flame AA, se utiliza ácido nítrico diluido (0,5–5,0%) como compuesto de matriz para determinar trazas metálicas en soluciones. Se requiere ácido ultrapuro de grado de metal traza para tal determinación, porque pequeñas cantidades de iones metálicos podrían afectar el resultado del análisis.
También se usa típicamente en el proceso de digestión de muestras de agua turbia, muestras de lodos, muestras sólidas, así como otros tipos de muestras únicas que requieren análisis elemental a través de ICP-MS , ICP-OES , ICP-AES , GFAA y espectroscopia de absorción atómica de llama. . Normalmente, estas digestiones utilizan una solución al 50% del HNO adquirido.
3 mezclado con agua desionizada tipo 1.
En electroquímica , el ácido nítrico se utiliza como agente de dopaje químico para semiconductores orgánicos y en procesos de purificación de nanotubos de carbono en bruto .
Carpintería
En una concentración baja (aproximadamente el 10%), el ácido nítrico se usa a menudo para envejecer artificialmente el pino y el arce . El color producido es un gris-dorado muy parecido a la madera muy antigua con acabado de cera o aceite ( acabado de madera ).
Agente grabador y limpiador
Los efectos corrosivos del ácido nítrico se aprovechan para algunas aplicaciones especiales, como el grabado en grabado, el decapado de acero inoxidable o la limpieza de obleas de silicio en la electrónica.
Una solución de ácido nítrico, agua y alcohol, Nital , se utiliza para grabar metales para revelar la microestructura. ISO 14104 es una de las normas que detallan este conocido procedimiento.
El ácido nítrico se usa en combinación con ácido clorhídrico o solo para limpiar cubreobjetos de vidrio y portaobjetos de vidrio para aplicaciones de microscopía de alta gama. También se usa para limpiar vidrio antes de platear al hacer espejos plateados.
Las mezclas acuosas disponibles comercialmente de ácido nítrico al 5-30% y ácido fosfórico al 15-40% se usan comúnmente para limpiar equipos de alimentos y lácteos principalmente para eliminar compuestos de calcio y magnesio precipitados (ya sea depositados en la corriente del proceso o resultantes del uso de agua dura durante la producción y la limpieza). El contenido de ácido fosfórico ayuda a pasivar las aleaciones ferrosas contra la corrosión por el ácido nítrico diluido.
El ácido nítrico se puede utilizar como prueba puntual de alcaloides como el LSD , lo que proporciona una variedad de colores según el alcaloide.
La seguridad
El ácido nítrico es un ácido corrosivo y un poderoso agente oxidante . El mayor peligro que presenta son las quemaduras químicas , ya que lleva a cabo una hidrólisis ácida con proteínas ( amida ) y grasas ( éster ), lo que, en consecuencia, descompone los tejidos vivos (por ejemplo, piel y carne ). El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo debido a su reacción con la queratina . Estas manchas amarillas se vuelven anaranjadas cuando se neutralizan. Sin embargo, los efectos sistémicos son poco probables y la sustancia no se considera carcinógena o mutágena.
El tratamiento estándar de primeros auxilios para los derrames de ácido sobre la piel es, al igual que para otros agentes corrosivos, la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado se continúa durante al menos 10 a 15 minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura por ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.
Al ser un agente oxidante fuerte, el ácido nítrico puede reaccionar con compuestos como cianuros , carburos o polvos metálicos de forma explosiva y con muchos compuestos orgánicos , como trementina , de forma violenta e hipergólica (es decir, autoinflamable). Por lo tanto, debe almacenarse lejos de bases y orgánicos.
Usar en ataques con ácido
El ácido nítrico es uno de los tipos de ácido más comunes que se utilizan en los ataques con ácido .
Historia
El ácido nítrico está atestiguada primero en pseudo-Geber 's De veritatis inventione ( "en el descubrimiento de la verdad") (después de c. 1300). También fue descrita por obras atribuidas a Alberto el Grande y Ramón Lull , quienes la prepararon destilando una mezcla que contenía niter y vitriolo verde y la denominaron "eau forte" (aqua fortis).
En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber ideó un proceso para obtener ácido nítrico destilando nitrato de potasio con ácido sulfúrico. En 1776, Antoine Lavoisier citó el trabajo de Joseph Priestley para señalar que se puede convertir a partir de óxido nítrico (que él llama "aire nitroso"), "combinado con un volumen aproximadamente igual de la parte más pura del aire común, y con un considerable cantidad de agua ". En 1785 Henry Cavendish determinó su composición precisa y demostró que podía sintetizarse pasando una corriente de chispas eléctricas a través del aire húmedo . En 1806, Humphry Davy informó de los resultados de extensos experimentos de electrólisis de agua destilada concluyendo que se producía ácido nítrico en el ánodo a partir del gas nitrógeno atmosférico disuelto. Usó una batería de alto voltaje y electrodos y recipientes no reactivos, como conos de electrodo de oro, que se doblaban como recipientes cubiertos por amianto húmedo.
La producción industrial de ácido nítrico a partir del aire atmosférico comenzó en 1905 con el proceso Birkeland-Eyde , también conocido como proceso de arco. Este proceso se basa en la oxidación del nitrógeno atmosférico por el oxígeno atmosférico a óxido nítrico con un arco eléctrico de muy alta temperatura. Se obtuvieron rendimientos de hasta aproximadamente 4-5% de óxido nítrico a 3000 ° C, y menos a temperaturas más bajas. El óxido nítrico se enfrió y oxidó con el oxígeno atmosférico restante a dióxido de nitrógeno, y este se absorbió posteriormente en agua en una serie de torres de absorción de columna empaquetada o columna de placas para producir ácido nítrico diluido. Las primeras torres hicieron burbujear el dióxido de nitrógeno a través de agua y fragmentos de cuarzo no reactivos. Aproximadamente el 20% de los óxidos de nitrógeno producidos permaneció sin reaccionar, por lo que las torres finales contenían una solución alcalina para neutralizar el resto. El proceso requería mucha energía y fue rápidamente desplazado por el proceso de Ostwald una vez que estuvo disponible amoníaco barato.
Otro método de producción temprano fue inventado por el ingeniero francés Albert Nodon alrededor de 1913. Su método producía ácido nítrico a partir de la electrólisis del nitrato de calcio convertido por bacterias a partir de materia nitrogenada en turberas. Una olla de barro rodeada de cal se hundió en la turba y se estacó con madera alquitranada para hacer un compartimento para el ánodo de carbono alrededor del cual se forma el ácido nítrico. Se bombeó ácido nítrico desde una tubería de vidrio que se hundió hasta el fondo de la olla. Se bombeó agua dulce a la parte superior a través de otra tubería de vidrio para reemplazar el líquido extraído. El interior estaba lleno de coca . Se hundieron cátodos de hierro fundido en la turba que lo rodeaba. La resistencia era de unos 3 ohmios por metro cúbico y la potencia suministrada era de unos 10 voltios. La producción de un depósito fue de 800 toneladas por año.
Una vez que se introdujo el proceso Haber para la producción eficiente de amoníaco en 1913, la producción de ácido nítrico a partir de amoníaco mediante el proceso Ostwald superó la producción del proceso Birkeland-Eyde. Este método de producción todavía se utiliza en la actualidad.
En la cultura popular
El ácido nítrico es un elemento importante de la trama de la serie de manga japonesa Dr. Stone , cuya historia gira en torno a la misteriosa petrificación de todos los humanos de la Tierra. La propiedad altamente corrosiva del ácido lo convierte en un componente crítico en el fluido revival que deshace la petrificación.