Азотна киселина

Из Википедије, слободне енциклопедије
Азотна киселина
Structural formula of nitric acid with assorted dimensions
Ball-and-stick model of nitric acid
Resonance space-filling model of nitric acid
Називи
IUPAC назив
Азотна киселина
Идентификација
3D модел (Јмол)
3DMet B00068
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.832
EC број 231-714-2
Гмелин Референца 1576
KEGG[1]
MeSH Nitric+acid
RTECS QU5775000
UNII
UN број 2031
Својства
HNO3
Моларна маса 63,01 g·mol−1
Агрегатно стање безбојна течност
Густина 1,5129 g cm−3
Тачка топљења −42 °C (−44 °F; 231 K)
Тачка кључања 83 °C (181 °F; 356 K)
Потпуно се меша
Киселост (pKa) -1,4[4]
Индекс рефракције (nD) 1,397 (16,5 °C)
Диполни момент 2,17 ± 0,02 D
Термохемија
146 J·mol−1·K−1[5]
−207 kJ·mol−1[5]
Опасности
Corrosive C Oksidujući agens O
Р-ознаке R8 R35
С-ознаке (S1/2) S23 S26 S36 S45
Тачка паљења Незапаљива
Сродна једињења
Други анјони
Азотаста киселина
Други катјони
Натријум нитрат
Калијум нитрат
Амонијум нитрат
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Азотна киселина је веома јака неорганска киселина молекулске формуле HNO3. То је безбојна, изузетно каустична и отровна супстанца. Лако испарава, а при концентрацијама већим од 86% често се назива пушљива азотна киселина. У концентрованом облику изузетно је јако оксидационо средство. Први ју је синтетисао алхемичар Јабир ибн Хајан око 9. века нове ере. Соли ове киселине називају се нитрати.

Хемијске особине[уреди]

Азотна киселина у воденом раствору у потпуности дисосује до NO3- анјона и слободног протона који се везује са молекулима воде из раствора градећи хидронијум јон (H3O+).[6][7][8]

Јако је оксидационо средство. Може да изреагује чак и са површинским слојем плементих метала, због чега се користи у спремању царске воде, која може да раствара злато и платину. На собној темпаратури то је безбојна течност која лако испарава, поготову при већим концентрацијама, одавајући жута до црвених испарења.

Азотна киселина гради велики број соли - нитрата - који су веома велика и важна група једињења. Већина је поларна, те врло добро растворна у поларним растварачима, првенствено води и етанолу. Везе између азота и кисеоника (како у киселини тако и у нитратној групи) су све једнаке дужине, са sp2 хибридизованим атомом азота, и углом између веза од 120°, што одговара планеарном облику нитратне (нитро) групе.

Добијање[уреди]

Азотна киселина се може добити мешањем азот (IV)-оксида са водом при чему се добија смеша азотне и азотасте киселине. Пречишћавање ове смеше се најчешће врши дестилацијом са сумпорном киселином, која је хигроскопна супстанца, при чему се повећава удео азотне киселине у раствору. Азотна киселина индустријске јачине варира између 50-68%. У лабораторији се може добити и дејством концентроване сумпорне киселине (H2SO4) на калијум нитрат (KNO3), и накнадном дестилацијом на температури кључања нитратне киселине (83 °C), при чему се издваја тзв. црвена пушљива азотна киселина (у гасној фази) коју је могуће превести у конвенционалну (белу) азотну киселину. Притом, у дестилационој посуди остаје кристализован калијум хидрогенсулфат (KHSO4)

На индустријском нивоу, добија се Оствалдовим процесом, названим по Вилхелму Оствалду, оксидацијом амонијака.

Употреба[уреди]

У лабораторији, азотна киселина је веома важан реагенс, док је њена употреба у индустрији још значајнија. Користи се у процесима добијања експлозива (као нитроглицерин, тринитротолуен), вештачких ђубрива (амонијум нитрат), пречишћавања метала у металургији као и у неким органским синтезама.

Бела пушљива азотна киселина (која је практично анхидрирана киселина, теоретске или приближне јачине) користи се као оксидант у ракетама на течно гориво.

У контакту са кожом изазива тешке хемијске опекотине карактеристичне жуте боје, која је производ реакције киселине са једним од протеина у кожи - кератином.

Извори[уреди]

  1. Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  2. Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003. PMID 20970519.  edit
  3. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  4. Bell, R. P. (1973), The Proton in Chemistry (2nd изд.), Ithaca, NY: Cornell University Press 
  5. 5,0 5,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A22. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  6. David L. Nelson; Michael M. Cox (2005). Principles of Biochemistry (4th изд.). New York: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-4339-6. 
  7. Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. 0-8493-0487-3. 
  8. Susan Budavari, ур. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th изд.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 

Литература[уреди]

  • Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A22. ISBN 978-0-618-94690-7. 

Спољашње везе[уреди]