حمض النيتريك (HNO3) هيكل ، والخصائص ، والتوليف والاستخدامات

ال حمض النتريك هو مركب غير عضوي يتكون من أكسيد النيتروجين. يعتبر حمض قوي ، على الرغم من أن pKa (-1،4) يشبه pKa الخاص بأيون الهيدرونيوم (-1،74). من هذه النقطة ، ربما يكون "الأضعف" للعديد من الأحماض القوية المعروفة.

يتكون مظهره المادي من سائل عديم اللون يتغير عن طريق التخزين إلى لون مصفر ، بسبب تكوين غازات النيتروجين. الصيغة الكيميائية هي HNO₃. 

أنها غير مستقرة إلى حد ما ، تعاني من تحلل طفيف من التعرض لأشعة الشمس. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن أن تتحلل بالكامل عن طريق التسخين ، مما تسبب في ثاني أكسيد النيتروجين والماء والأكسجين.

تُظهر الصورة العلوية قليلاً من حمض النتريك الموجود في قارورة حجمية. يمكن ملاحظة تلوينها الأصفر ، مما يدل على التحلل الجزئي.

يتم استخدامه في صناعة النترات غير العضوية والعضوية ، وكذلك المركبات النيتروزية المستخدمة في صناعة الأسمدة والمتفجرات وسيطة الأصباغ والمركبات الكيميائية العضوية المختلفة.

كان هذا الحمض معروفًا بالفعل من قبل الكيميائيين في القرن الثامن ، والذي أطلقوا عليه "حصن الماء". صمم الكيميائي الألماني يوهان رودولف جلوبر (1648) طريقة لإعداده ، والتي كانت تتألف من تسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك.

تم إعداده صناعيا وفقا للطريقة التي صممها فيلهلم أوزوالد (1901). تتكون الطريقة ، بشكل عام ، من الأكسدة الحفزية للأمونيوم ، مع الجيل المتتالي من أكسيد النيتريك وثاني أكسيد النيتروجين لتشكيل حمض النتريك.

في الجو ، لا₂ التي تنتجها النشاط البشري يتفاعل مع المياه السحابية ، وتشكيل HNO₃. ثم ، أثناء هطول الأمطار الحمضية ، تترسب مع قطرات الماء التي تتغذى ، على سبيل المثال ، تماثيل المربعات العامة.

حمض النيتريك مركب سام للغاية ، والتعرض المستمر للأبخرة يمكن أن يؤدي إلى التهاب الشعب الهوائية المزمن والالتهاب الرئوي الكيميائي..

مؤشر

• 1 هيكل حمض النيتريك
  • 1.1 هياكل الرنين
• 2 الخصائص الفيزيائية والكيميائية
  • 2.1 الأسماء الكيميائية
  • 2.2 الوزن الجزيئي
  • 2.3 المظهر الجسدي
  • 2.4 الرائحة
  • 2.5 نقطة الغليان
  • 2.6 نقطة انصهار
  • 2.7 الذوبان في الماء
  • 2.8 الكثافة
  • 2.9 الكثافة النسبية
  • 2.10 كثافة البخار النسبية
  • 2.11 ضغط البخار
  • 2.12 التحلل
  • 2.13 اللزوجة
  • 2.14 التآكل
  • 2.15 التبخر المولي enthalpy
  • 2.16 enthalpy المولي القياسية
  • 2.17 الانتروبيا المولية
  • 2.18 التوتر السطحي
  • 2.19 عتبة الرائحة
  • 2.20 تفكك ثابت
  • 2.21 معامل الانكسار (η / D)
  • 2.22 التفاعلات الكيميائية
• 3 ملخص
  • 3.1 الصناعية
  • 3.2 في المختبر
• 4 الاستخدامات
  • 4.1 إنتاج الأسمدة
  • 4.2 الصناعية
  • 4.3 تنقية المعادن
  • 4.4 ريجيا المياه
  • 4.5 الأثاث
  • 4.6 التنظيف
  • 4.7 التصوير
  • 4.8 أخرى
• 5 السمية
• 6 المراجع

هيكل حمض النتريك

يظهر هيكل جزيء HNO في الصورة العليا₃ مع نموذج من المجالات والحانات. تقع ذرة النيتروجين ، الكرة الزرقاء ، في الوسط ، محاطة بهندسة مستوية مثلثية. ومع ذلك ، يتم تشويه المثلث بواسطة أحد أطول القمم.

جزيئات حمض النيتريك ثم مسطحة. وتشكل الروابط N = O و N-O و N-OH رؤوس المثلث المسطح. إذا لوحظ بالتفصيل ، فإن رابط N-OH يكون ممدودًا أكثر من الرابطين الآخرين (حيث توجد الكرة البيضاء التي تمثل ذرة H).

هياكل الرنين

هناك ارتباطان لهما نفس الطول: N = O و N-O. هذه الحقيقة تتعارض مع نظرية رابطة التكافؤ ، حيث من المتوقع أن تكون الروابط المزدوجة أقصر من الروابط البسيطة. التفسير في هذا يكمن في ظاهرة الرنين ، كما هو موضح في الصورة أدناه.

كلا السندات ، N = O و N-O ، وبالتالي تعادل من حيث الرنين. يتم تمثيل هذا بيانيا في نموذج الهيكل باستخدام خط متقطع بين ذرتين O (انظر الهيكل).

عندما يتم إسقاط HNO₃, يتم تشكيل نترات أنيون مستقرة₃^-. في ذلك ، ينطوي الرنين الآن على ذرات O الثلاثة. وهذا هو السبب وراء HNO₃ لديه حموضة كبيرة من برونستيد لوري (الأنواع المانحة للأيونات H⁺).

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

الأسماء الكيميائية

-حمض النتريك

-حمض الازوتيك

-نترات الهيدروجين

-حصن الماء.

الوزن الجزيئي

63،012 جم / مول.

المظهر الجسدي

سائل أصفر عديم اللون أو شاحب ، والذي قد يتحول إلى اللون البني المحمر.

رائحة

حادة ، خنق مميزة.

نقطة الغليان

181 درجة فهرنهايت إلى 760 مم زئبق (83 درجة مئوية).

نقطة انصهار

-41.6 درجة مئوية.

الذوبان في الماء

قابل للذوبان للغاية وغير قابل للامتزاج بالماء.

كثافة

1513 جم / سم³ في 20 درجة مئوية.

الكثافة النسبية

1.50 (فيما يتعلق بالمياه = 1).

الكثافة النسبية للبخار

2 أو 3 مرات المقدرة (فيما يتعلق بالهواء = 1).

ضغط البخار

63.1 مم زئبق عند 25 درجة مئوية.

التحلل

بسبب التعرض للرطوبة أو الحرارة في الجو ، يمكن أن تتحلل لتشكيل بيروكسيد النيتروجين. عند تسخين هذا التحلل ، ينبعث منه دخان سام للغاية من أكسيد النيتروجين ونترات الهيدروجين.

حمض النيتريك غير مستقر ، قادر على التحلل عند التلامس مع الحرارة والتعرض لأشعة الشمس ، وينبعث من ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين والماء.

لزوجة

1،092 ميجا باسكال عند 0 درجة مئوية ، و 0.617 ميجا باسكال في 40 درجة مئوية.

تآكل

إنها قادرة على مهاجمة جميع المعادن الأساسية ، باستثناء الألومنيوم والكروم الصلب. يهاجم بعض أنواع المواد البلاستيكية والمطاط والطلاء. إنها مادة كاوية ومسببة للتآكل ، لذلك يجب التعامل معها بحذر شديد.

مولار حراري من التبخير

39.1 كيلو جول / مول عند 25 درجة مئوية.

مولان القياسية

-207 كيلو جول / مول (298 درجة فهرنهايت).

الكون المولي القياسي

146 كيلو جول / مول (298 درجة فهرنهايت).

التوتر السطحي

-0.04356 N / m عند 0 درجة مئوية

-0.04115 N / m عند 20 درجة مئوية

-0.0376 N / m عند 40 درجة مئوية

رائحة العتبة

-رائحة منخفضة: 0.75 ملغم / م³

-رائحة عالية: 250 ملغ / م³

-تركيز مهيج: 155 ملغ / م³.

تفكك ثابت

pKa = -1.38.

معامل الانكسار (η / D)

1،393 (16.5 درجة مئوية).

التفاعلات الكيميائية

إضافة الماء

-يمكن أن تشكل هيدرات صلبة ، مثل HNO₃∙ ح₂يا و HNO₃H 3H₂أو: "جليد النيتريك".

التفكك في الماء

حمض النيتريك هو حمض قوي يتأين بسرعة في الماء بالطريقة التالية:

HNO₃ (ل) + ح₂O (l) => H₃O⁺ (ac) + لا₃^-

تشكيل الأملاح

يتفاعل مع أكاسيد أساسية تشكل ملح النترات والماء.

CaO (s) + 2 HNO₃ (ل) => كا (لا₃)₂ (ac) + H₂يا (ل)

وبالمثل ، يتفاعل مع القواعد (هيدروكسيدات) ، مكونًا ملح النترات والماء.

هيدروكسيد الصوديوم (AC) + HNO₃ (ل) => NaNO₃ (ac) + H₂يا (ل)

وكذلك مع الكربونات والكربونات الحمضية (بيكربونات) ، والتي تشكل أيضًا ثاني أكسيد الكربون.

نا₂CO₃ (ac) + HNO₃ (ل) => NaNO₃ (ac) + H₂يا (ل) + CO₂ (G)

بروتوناتيون

حمض النيتريك يمكن أن تتصرف أيضا مثل قاعدة. لهذا السبب ، يمكن أن تتفاعل مع حمض الكبريتيك.

HNO₃   +   2H₂SW₄    <=>      NO₂⁺    +     H₃O⁺     +      2HSO₄^-

انتقال بروتون

حمض النيتريك يخضع autoprotoisis.

2HNO₃  <=>  NO₂⁺   +    NO₃^-    +      H₂O

أكسدة المعادن

في التفاعل مع المعادن ، لا يتصرف حمض النيتريك مثل الأحماض القوية ، التي تتفاعل مع المعادن التي تشكل الملح المقابل وتطلق الهيدروجين في شكل غازي.

ومع ذلك ، فإن المغنيسيوم والمنغنيز يتفاعلان مع حمض النيتريك كما تفعل الأحماض القوية الأخرى.

ملغ (ق) + 2 HNO₃ (ل) => المغنيسيوم (لا₃)₂ (ac) + H₂ (G)

آخر

يتفاعل حمض النيتريك مع الكبريتيت المعدنية مما يسبب ملح النترات وثاني أكسيد الكبريت والماء.

نا₂SW₃ (ق) + 2 HNO₃ (ل) => 2 NaNO₃ (ac) + SO₂ (ز) + ح₂يا (ل)

ويتفاعل أيضًا مع المركبات العضوية ، مع الاستعاضة عن الهيدروجين لمجموعة نيترو ؛ وبالتالي تشكل الأساس لتوليف المركبات المتفجرة مثل النيتروجلسرين وترينيتروتولوين (TNT).

تركيب

صناعي

يتم إنتاجه على المستوى الصناعي بواسطة الأكسدة الحفزية للأمونيوم ، وفقًا للطريقة التي وصفها أوزوالد في عام 1901. يتكون الإجراء من ثلاث مراحل أو خطوات.

المرحلة 1: أكسدة الأمونيوم إلى أكسيد النيتريك

يتأكسد الأمونيوم بواسطة الأكسجين الموجود في الهواء. يتم تنفيذ التفاعل عند 800 درجة مئوية وضغط من 6 إلى 7 atm ، باستخدام البلاتين كعامل مساعد. يتم خلط الأمونيوم مع الهواء مع النسبة التالية: 1 حجم الأمونيوم لكل 8 مجلدات من الهواء.

4NH₃ (ز) + 5O₂ (g) => 4NO (g) + 6H₂يا (ل)

في التفاعل ، يتم إنتاج أكسيد النيتريك ، والذي يتم نقله إلى غرفة الأكسدة للمرحلة التالية.

المرحلة 2. أكسدة أكسيد النيتريك في ثاني أكسيد النيتروجين

يتم الأكسدة بواسطة الأكسجين الموجود في الهواء عند درجة حرارة أقل من 100 درجة مئوية.

2NO (g) + O₂ (ز) => 2NO₂ (G)

المرحلة 3. حل ثاني أكسيد النيتروجين في الماء

في هذه المرحلة يحدث تشكيل حامض النيتريك.

4NO₂     +      2H₂O + O₂         => 4HNO₃

هناك عدة طرق لامتصاص ثاني أكسيد النيتروجين (NO₂) في الماء.

من بين وسائل أخرى: لا₂ يتحول إلى N₂O₄ في درجات الحرارة المنخفضة والضغط العالي ، من أجل زيادة القابلية للذوبان في الماء وإنتاج حمض النتريك.

3N₂O₄   +     2H₂يا => 4HNO₃    +      2NO

يتركز تركيز حامض النتريك الناتج عن أكسدة الأمونيوم بين 50-70٪ ، والذي يمكن أن يصل إلى 98٪ عن طريق استخدام حمض الكبريتيك المركز كجفاف ، مما يسمح بزيادة تركيز حمض النتريك.

في المختبر

التحلل الحراري لنترات النحاس (II) ، وإنتاج ثاني أكسيد النيتروجين وغازات الأكسجين ، التي تمر عبر الماء لتكوين حمض النتريك ؛ كما يحدث في طريقة أوزوالد ، الموصوفة سابقًا.

2Cu (لا₃)₂    => 2CuO + 4NO₂    +     O₂

رد فعل ملح النترات مع H₂SW₄ المركزة. يتم فصل حمض النيتريك المتكون من H₂SW₄ بالتقطير عند 83 درجة مئوية (نقطة غليان حامض النتريك).

كنو₃   +    H₂SW₄     => HNO₃    +     KHSO₄

تطبيقات

إنتاج الأسمدة

يستخدم 60 ٪ من إنتاج حامض النيتريك في صناعة الأسمدة ، وخاصة نترات الأمونيوم.

يتميز هذا بتركيزات عالية من النيتروجين ، وهو واحد من العناصر الغذائية الرئيسية الثلاثة للنباتات ، باستخدام النترات على الفور بواسطة النباتات. وفي الوقت نفسه ، يتأكسد الأمونيوم عن طريق الكائنات الحية الدقيقة الموجودة في التربة ، ويستخدم كسماد طويل الأجل.

صناعي

-يستخدم 15 ٪ من إنتاج حامض النيتريك في صناعة الألياف الاصطناعية.

-يتم استخدامه في وضع استرات حمض النيتريك والنادرويدات. مثل النيتروسليلوز ، دهانات الأكريليك ، النيتروبنزين ، النيتروتولوين ، الأكريلونيتريل ، إلخ..

-يمكن أن تضيف مجموعات النيترو إلى المركبات العضوية ، ويمكن استخدام هذه الخاصية لصنع متفجرات مثل النيتروجلسرين وترينيتروتولوين (TNT).

-يتم إنتاج حمض الأديبيك ، وهو مادة مسبقة من النايلون ، على نطاق واسع عن طريق أكسدة سيكلوهكسانون وسايكلوهكسانول بواسطة حمض النتريك.

تنقية المعادن

حمض النيتريك ، بسبب قدرته المؤكسدة ، مفيد للغاية في تنقية المعادن الموجودة في المعادن. كما أنه يستخدم للحصول على عناصر مثل اليورانيوم والمنغنيز والنيوبيوم والزركونيوم وتحمض الصخور الفوسفورية للحصول على حمض الفوسفوريك..

ريجيا المياه

يخلط مع حمض الهيدروكلوريك المركز لتشكيل "أغوا ريجيا". هذا الحل قادر على إذابة الذهب والبلاتين ، والذي يسمح باستخدامه في تنقية هذه المعادن.

أثاث

يستخدم حمض النتريك للحصول على تأثير قديم في الأثاث المصنوع من خشب الصنوبر. العلاج بمحلول حامض النتريك إلى 10 ٪ ينتج تلوينًا رماديًا ذهبيًا في خشب الأثاث.

تنظيف

-يستخدم خليط المحاليل المائية من حمض النتريك 5-30 ٪ وحمض الفوسفوريك 15-40 ٪ في تنظيف المعدات المستخدمة في أعمال الحلب ، من أجل القضاء على بقايا رواسب مركبات المغنيسيوم والكالسيوم.

-يفيد في تنظيف المواد الزجاجية المستخدمة في المختبر.

تصوير

-تم استخدام حمض النتريك في التصوير الفوتوغرافي ، وخاصةً كمضاف لمطوري الكبريتات الحديدية في عملية الصفائح الرطبة ، بهدف تعزيز لون أكثر بياضًا في أنواع البروتينات والأنماط النمطية.

-تم استخدامه لتقليل درجة الحموضة في الحمام الفضي لألواح الكولوديون ، والتي سمحت بالحصول على انخفاض في مظهر الضباب الذي يتداخل مع الصور.

آخرون

-نظرًا لقدرته على المذيبات ، يتم استخدامه في تحليل المعادن المختلفة عن طريق تقنيات القياس الطيفي للامتصاص الذري باللهب ، وقياس الطيف الكتلي البلازمي للاقتران الاستقرائي.

-تم استخدام مزيج من حمض النتريك وحمض الكبريتيك لتحويل القطن المشترك إلى نترات السليلوز (القطن النتريك).

-يستخدم الدواء Salcoderm للاستخدام الخارجي ، في علاج الأورام الحميدة في الجلد (الثآليل ، والذرة ، والأورام الخيطية ، والأورام الحليمية). لديها خصائص الكي ، وتخفيف الآلام ، وتهيج والحكة. حمض النيتريك هو المكون الرئيسي لصيغة الدواء.

-يتم استخدام حمض النتريك الأحمر المدخن وحمض النيتريك الأبيض المدخن كمؤكسدات لوقود الصواريخ السائلة خاصة في صاروخ BOMARC..

سمية

-في اتصال مع الجلد يمكن أن يسبب حروق على الجلد ، ألم شديد والتهاب الجلد.

-في اتصال مع العينين يمكن أن يسبب ألم شديد ، وتمزق وفي الحالات الشديدة ، تلف القرنية والعمى.

-قد يتسبب استنشاق الأبخرة في السعال وضيق في التنفس وتسبب نزيفًا حادًا أو مزمنًا والتهاب الحنجرة والتهاب الشعب الهوائية المزمن والالتهاب الرئوي وذمة رئوية..

-بسبب ابتلاعه ، فإنه ينتج آفات في الفم ، واللعاب ، والعطش الشديد ، وألم في البلع ، وآلام شديدة في الجهاز الهضمي كله ومخاطر ثقب الجدار نفسه..

مراجع

1. ويكيبيديا. (2018). حمض النتريك. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
2. بوب كيم. (2018). حمض النتريك. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. محرري الموسوعة البريطانية. (23 نوفمبر 2018). حمض النتريك. موسوعة بريتانيكا. تم الاسترجاع من: britannica.com
4. شريستا ب. خصائص حمض النيتريك واستخداماته. Chem Chem: دروس تعليمية لتعلم الكيمياء. تم الاسترجاع من: chem-guide.blogspot.com
5. كتاب الكيميائية. (2017). حمض النتريك. تم الاسترجاع من: chemicalbook.com
6. Imanol. (10 سبتمبر 2013). إنتاج حمض النتريك. تم الاسترجاع من: ingenieriaquimica.net