Acid azotic

Identificare
Acid azotic
Dimensiuni pe structura acidului

Alte denumiri	Nitrat de hidrogen, apa tare
SMILES (=O)(O)^[2]
Număr CAS	7697-37-2
ChEMBL	CHEMBL1352
PubChem CID	944
Informații generale
Formulă chimică	HNO₃
Aspect	lichid incolor (în stare pură) sau gălbui-roșcat
Masă molară	63.012 g·mol^-1^[1]
Proprietăți
Densitate	1,52 g/ml (20 °C)
Starea de agregare	lichid
Punct de topire	-42°C
Punct de fierbere	86°C
Solubilitate	în orice proporție solubil în apă, reacție energică cu etanolului
Miros	Miros specific înțepător/distinct
Duritate (Scara Mohs)	0
Presiune de vapori	56 hPa
Indice de refracție(n_D)	1,397

NFPA 704
0 4 0 OX
Sunt folosite unitățile SI și condițiile de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Modifică date / text

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 agent oxidant foarte puternic.

Proprietați

Fizice

În stare pură, acidul azotic este un lichid incolor, cu miros înțepător, 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

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 Met^m(NO₃)_m.

Obținere

În laborator acidul azotic poate fi obținut prin următoarele reacții de dezlocuire din săruri:

\mathrm {AgNO_{3}+HCl} \longrightarrow \mathrm {AgCl+HNO_{3}}

\mathrm {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}} \longrightarrow \mathrm {HNO_{3}+KHSO_{4}}

În plus el se poate obține din barbotarea dioxidului de azot în apă:

\mathrm {NO_{2}+H_{2}O} \longrightarrow \mathrm {HNO_{2}+HNO_{3}}

Iar în industrie acidul azotic se obține prin dizolvarea oxizilor de azot din oxidarea catalitică a amoniacului^[3]în prezență de oxigen(aer) în apă. Obținându-se soluții cu continut de maxim 63%. Conform reacției:

\mathrm {4NO_{2}+2H_{2}O+O_{2}} \longrightarrow \mathrm {4HNO_{3}}

Efecte fiziologice

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

Importanța economică

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 îngrășământ. În urma nitrării sunt obținute nitroglicerina, nitroceluloza, acidul picric, precum și alte materiale explozive. Tot prin nitrare sunt produși și diferiți 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 de asemenea 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.

Note

^ După G. P. Moss (2015). IUPAC Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights, ed. „Atomic Weights of the Elements 2015”. Parametru necunoscut |coautor= ignorat (ajutor)
^ „Acid azotic”, NITRIC ACID (în engleză), PubChem, accesat în 18 noiembrie 2016
^ Ripan, op.cit., p. 323

Bibliografie

D. Negoiu, Tratat de chimie anorganică, editura Tehnică, București, 1972
Constantin D. Albu, Maria Brezeanu, Mică enciclopedie de chimie, Editura Enciclopedică Română, 1974, p. 14-15
Raluca Ripan, I. Ceteanu, Manual de lucrări practice de chimie anorganică - vol I Metaloizi, Editura de stat didactică și pedagogică, București, 1961

Vezi și

[1] După G. P. Moss (2015). IUPAC Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights, ed. „Atomic Weights of the Elements 2015”. Parametru necunoscut |coautor= ignorat (ajutor)

[f93593a3264b85690bf937cf00ab1b1e-2] „Acid azotic”, NITRIC ACID (în engleză), PubChem, accesat în 18 noiembrie 2016

[3] Ripan, op.cit., p. 323

[2]

[1]

[3]

v d m Principalii acizi anorganici
Hidracizi	Apă (H₂O) • Acid hidrazoic (HN₃) • Acid fluorhidric (HF) • Acid bromhidric (HBr) • Acid cianhidric (HCN) • Acid clorhidric (HCl) • Acid sulfhidric (H₂S) • Acid iodhidric (HI) • Acid selenhidric (H₂Se) • Acid astatinhidric (HAt)
Oxiacizi	Acid boric (H₃BO₃) • Acid carbonic (H₂CO₃) • Acid azotic (HNO₃) • Acid azotos (HNO₂) • Acid fosforic (H₃PO₄) • Acid fosforos (H₃PO₃) • Acid hipofosforos (H₃PO₂) • Acid sulfuric (H₂SO₄) • Acid sulfuros (H₂SO₃) • Acid cloric (HClO₃) • Acid cloros (HClO₂) • Acid arsenic (H₃AsO₄) • Acid arsenios (H₃AsO₃) • Acid iodic (HIO₃) • Acid hipobromos (HBrO) • Acid hipocloros (HClO) • Acid hipoiodos (HIO) • Acid percloric (HClO₄) • Acid periodic (HIO₄) • Acid selenios (H₂SeO₃) • Acid selenic (H₂SeO₄) • Acid xenic (H₂XeO₄) • Acid antimonic (H₃SbO₃) • Acid antimonios (H₃SbO₂) • Acid teluric (H₆TeO₆) • Acid teluros (H₂TeO₃) • Acid silicic (SiO₂·nH₂O)
Alți acizi	Acid pirofosforic (H₄P₂O₇) • Acid cloroauric (HAuCl₄) • Acid fluoroantimonic (HSbF₆)