- هيكل حامض النيتريك
- هياكل الرنين
- الخصائص الفيزيائية والكيميائية
- الأسماء الكيميائية
- الوزن الجزيئي الغرامي
- مظهر جسماني
- رائحة
- نقطة الغليان
- نقطة الانصهار
- الذوبان في الماء
- كثافة
- الكثافة النسبية
- كثافة البخار النسبية
- ضغط البخار
- تقسيم
- اللزوجة
- تآكل
- المحتوى الحراري المولي للتبخير
- المحتوى الحراري المولي القياسي
- الإنتروبيا المولية القياسية
- التوتر السطحي
- عتبة الرائحة
- التفكك ثابت
- معامل الانكسار (η / D)
- تفاعلات كيميائية
- ترطيب
- التفكك في الماء
- تكوين الملح
- بروتون
- التحلل الذاتي
- أكسدة المعادن
- آخر
- نتيجة الجمع بين الطريحة والنقيضة
- صناعي
- المرحلة 1: أكسدة الأمونيوم إلى أكسيد النيتريك
- المرحلة 2. أكسدة أكسيد النيتريك لثاني أكسيد النيتروجين
- المرحلة 3. إذابة ثاني أكسيد النيتروجين في الماء
- في المختبر
- التطبيقات
- إنتاج الأسمدة
- صناعي
- أجهزة تنقية المعادن
- المياه الملكية
- أثاث المنزل
- تنظيف
- التصوير
- الآخرين
- تسمم
- المراجع
و حمض النيتريك هو مركب غير العضوية التي تتكون من حمض أكسجيني من النيتروجين. يعتبر حمضًا قويًا ، على الرغم من أن pKa (-1.4) يشبه pKa لأيون الهيدرونيوم (-1.74). من الآن فصاعدًا ، ربما يكون "الأضعف" من بين العديد من الأحماض القوية المعروفة.
يتكون مظهره المادي من سائل عديم اللون يتغير إلى اللون المصفر عند التخزين ، بسبب تكوين غازات النيتروجين. صيغته الكيميائية هي HNO 3.
المصدر: ألكسندر سوبوليوسكي عبر ويكيميديا كومنز
إنه غير مستقر إلى حد ما ، ويخضع لتحلل طفيف من التعرض لأشعة الشمس. علاوة على ذلك ، يمكن أن يتحلل تمامًا عن طريق التسخين ، مما يؤدي إلى ثاني أكسيد النيتروجين والماء والأكسجين.
توضح الصورة أعلاه بعض حمض النيتريك الموجود في دورق حجمي. يمكن ملاحظة لونه الأصفر ، مما يدل على التحلل الجزئي.
يتم استخدامه في صناعة النترات غير العضوية والعضوية ، وكذلك في مركبات النيتروز التي تستخدم في صناعة الأسمدة والمتفجرات والعوامل الوسيطة للأصباغ والمركبات الكيميائية العضوية المختلفة.
كان هذا الحمض معروفًا بالفعل للكيميائيين في القرن الثامن ، وأطلقوا عليه اسم "أغوا فورتيس". صمم الكيميائي الألماني يوهان رودولف جلوبر (1648) طريقة لتحضيرها ، والتي تتكون من تسخين نترات البوتاسيوم بحمض الكبريتيك.
يتم تحضيره صناعيًا وفقًا للطريقة التي صممها Wilhelm Oswald (1901). تتكون الطريقة ، بشكل عام ، من الأكسدة التحفيزية للأمونيوم ، مع التوليد المتعاقب لأكسيد النيتريك وثاني أكسيد النيتروجين لتكوين حمض النيتريك.
في الغلاف الجوي ، يتفاعل ثاني أكسيد النيتروجين الناتج عن النشاط البشري مع الماء في السحب ، مكونًا HNO 3. ثم ، أثناء هطول الأمطار الحمضية ، تترسب مع قطرات الماء ، فتتآكل ، على سبيل المثال ، التماثيل في الساحات العامة.
حمض النيتريك مركب شديد السمية ، والتعرض المستمر لأبخرته يمكن أن يسبب التهاب الشعب الهوائية المزمن والالتهاب الرئوي الكيميائي.
هيكل حامض النيتريك
المصدر: بن ميلز ، من ويكيميديا كومنز
توضح الصورة العلوية بنية جزيء HNO 3 مع نموذج الكرات والقضبان. تقع ذرة النيتروجين ، الكرة الزرقاء ، في المركز ، محاطة بهندسة مستوية مثلثية ؛ ومع ذلك ، فإن المثلث مشوه بأحد أطول رءوسه.
ثم تصبح جزيئات حمض النيتريك مسطحة. تشكل روابط N = O و NO و N-OH رؤوس المثلث المسطح. إذا نظرت عن كثب ، فإن رابطة N-OH تكون أكثر استطالة من الاثنين الآخرين (حيث توجد الكرة البيضاء التي تمثل ذرة H).
هياكل الرنين
هناك رابطان لهما نفس الطول: N = 0 و NO. تتعارض هذه الحقيقة مع نظرية رابطة التكافؤ ، حيث من المتوقع أن تكون الروابط المزدوجة أقصر من الروابط الفردية. يكمن تفسير ذلك في ظاهرة الرنين كما يظهر في الصورة أدناه.
المصدر: بن ميلز ، من ويكيميديا كومنز
وبالتالي فإن كلا الرابطين ، N = O و NO ، متساويان من حيث الرنين. يتم تمثيل ذلك بيانياً في نموذج الهيكل باستخدام خط متقطع بين ذرتين من O (انظر الهيكل).
عندما يتم نزع HNO 3 ، يتم تشكيل أنيون النترات المستقر NO 3 -. في ذلك ، يشمل الرنين الآن جميع ذرات O. وهذا هو السبب في أن HNO 3 لديه حموضة برونستيد-لوري عالية (أنواع مانحة للأيون H +).
الخصائص الفيزيائية والكيميائية
الأسماء الكيميائية
-حمض النيتريك
- حمض الآزوتيك
- نترات الهيدروجين
-أجوا فورتيس.
الوزن الجزيئي الغرامي
63.012 جم / مول.
مظهر جسماني
سائل عديم اللون أو أصفر شاحب ، وقد يتحول إلى اللون البني المحمر.
رائحة
خاصية لاذعة وخانقة.
نقطة الغليان
181 درجة فهرنهايت إلى 760 ملم زئبق (83 درجة مئوية).
نقطة الانصهار
-41.6 درجة مئوية.
الذوبان في الماء
جدا قابل للذوبان والامتزاج بالماء.
كثافة
1.513 جم / سم 3 عند 20 درجة مئوية.
الكثافة النسبية
1.50 (بالنسبة إلى الماء = 1).
كثافة البخار النسبية
2 أو 3 مرات مقدرة (بالنسبة للهواء = 1).
ضغط البخار
63.1 مم زئبق عند 25 درجة مئوية.
تقسيم
عند التعرض للرطوبة الجوية أو الحرارة ، يمكن أن يتحلل مكونًا بيروكسيد النيتروجين. عند تسخينه للتحلل ، فإنه ينبعث منه دخان شديد السمية من أكسيد النيتروجين ونترات الهيدروجين.
حمض النيتريك غير مستقر ، فهو قادر على التحلل عند ملامسته للحرارة والتعرض لأشعة الشمس ، وينبعث منه ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين والماء.
اللزوجة
1.092 ميجا باسكال عند 0 درجة مئوية ، و 0.617 ميجا باسكال عند 40 درجة مئوية.
تآكل
إنه قادر على مهاجمة جميع المعادن الأساسية ، باستثناء الألومنيوم والصلب الكروم. يهاجم بعض أنواع البلاستيك والمطاط والطلاء. وهي مادة كاوية ومسببة للتآكل ، لذا يجب التعامل معها بحذر شديد.
المحتوى الحراري المولي للتبخير
39.1 كيلوجول / مول عند 25 درجة مئوية.
المحتوى الحراري المولي القياسي
-207 كيلوجول / مول (298 درجة فهرنهايت).
الإنتروبيا المولية القياسية
146 كيلو جول / مول (298 درجة فهرنهايت).
التوتر السطحي
-0.04356 نيوتن / م عند 0 درجة مئوية
-0.04115 نيوتن / م عند 20 درجة مئوية
-0.0376 نيوتن / م عند 40 درجة مئوية
عتبة الرائحة
- رائحة منخفضة: 0.75 مجم / م 3
- رائحة عالية: 250 مجم / م 3
-تركيز التهيج: 155 مجم / م 3.
التفكك ثابت
pKa = -1.38.
معامل الانكسار (η / D)
1.393 (16.5 درجة مئوية).
تفاعلات كيميائية
ترطيب
- يمكن أن تشكل هيدرات صلبة ، مثل HNO 3 ∙ H 2 O و HNO 3 3H 2 O: "جليد النيتريك".
التفكك في الماء
حمض النيتريك هو حمض قوي يتأين بسرعة في الماء بالطرق التالية:
HNO 3 (l) + H 2 O (l) => H 3 O + (aq) + NO 3 -
تكوين الملح
يتفاعل مع الأكاسيد الأساسية لتكوين ملح نترات وماء.
CaO (s) + 2 HNO 3 (l) => Ca (NO 3) 2 (aq) + H 2 O (l)
وبالمثل ، فإنه يتفاعل مع القواعد (الهيدروكسيدات) ، مكونًا ملحًا من النترات والماء.
هيدروكسيد الصوديوم (aq) + HNO 3 (ل) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l)
وأيضًا مع الكربونات والكربونات الحمضية (البيكربونات) ، والتي تشكل أيضًا ثاني أكسيد الكربون.
Na 2 CO 3 (aq) + HNO 3 (l) => NaNO 3 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
بروتون
يمكن لحمض النيتريك أن يتصرف أيضًا كقاعدة. لهذا السبب ، يمكن أن يتفاعل مع حامض الكبريتيك.
HNO 3 + 2H 2 SO 4 <=> NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -
التحلل الذاتي
يخضع حمض النيتريك للتحلل الذاتي.
2HNO 3 <=> NO 2 + + NO 3 - + H 2 O
أكسدة المعادن
في التفاعل مع المعادن ، لا يتصرف حمض النيتريك مثل الأحماض القوية ، التي تتفاعل مع المعادن ، وتشكل الملح المقابل وتطلق الهيدروجين في شكل غازي.
ومع ذلك ، يتفاعل المغنيسيوم والمنغنيز مع حامض النيتريك ساخنًا ، تمامًا كما تفعل الأحماض القوية الأخرى.
Mg (s) + 2 HNO 3 (l) => Mg (NO 3) 2 (aq) + H 2 (g)
آخر
يتفاعل حمض النيتريك مع الكبريتات المعدنية لتكوين ملح نترات وثاني أكسيد الكبريت وماء.
Na 2 SO 3 (s) + 2 HNO 3 (l) => 2 NaNO 3 (aq) + SO 2 (g) + H 2 O (l)
ويتفاعل أيضًا مع المركبات العضوية ، لتحل محل مجموعة نيترو الهيدروجين ؛ وبالتالي تشكل الأساس لتخليق المركبات المتفجرة مثل النتروجليسرين و trinitrotoluene (TNT).
نتيجة الجمع بين الطريحة والنقيضة
صناعي
يتم إنتاجه على المستوى الصناعي عن طريق الأكسدة التحفيزية للأمونيوم ، وفقًا للطريقة التي وصفها أوزوالد في عام 1901. تتكون العملية من ثلاث مراحل أو خطوات.
المرحلة 1: أكسدة الأمونيوم إلى أكسيد النيتريك
يتأكسد الأمونيوم بالأكسجين الموجود في الهواء. يتم إجراء التفاعل عند 800ºمئوية وضغط 6-7 ضغط جوي ، باستخدام البلاتين كمحفز. يتم خلط الأمونيا مع الهواء بالنسب التالية: حجم 1 من الأمونيا إلى 8 أحجام هواء.
4NH 3 (g) + 5O 2 (g) => 4NO (g) + 6H 2 O (l)
يتم إنتاج أكسيد النيتريك في التفاعل ، والذي يتم نقله إلى غرفة الأكسدة للمرحلة التالية.
المرحلة 2. أكسدة أكسيد النيتريك لثاني أكسيد النيتروجين
تتم عملية الأكسدة بواسطة الأكسجين الموجود في الهواء عند درجة حرارة أقل من 100 درجة مئوية.
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
المرحلة 3. إذابة ثاني أكسيد النيتروجين في الماء
في هذه المرحلة يحدث تكوين حمض النيتريك.
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 => 4HNO 3
هناك عدة طرق لامتصاص ثاني أكسيد النيتروجين (NO 2) في الماء.
من بين الطرق الأخرى: يتم تقليل ثاني أكسيد النيتروجين إلى N 2 O 4 في درجات حرارة منخفضة وضغط مرتفع ، من أجل زيادة قابليته للذوبان في الماء وإنتاج حمض النيتريك.
3N 2 O 4 + 2H 2 O => 4HNO 3 + 2NO
حمض النيتريك الناتج عن أكسدة الأمونيا له تركيز يتراوح بين 50-70٪ ، والذي يمكن أن يصل إلى 98٪ باستخدام حامض الكبريتيك المركز كمجفف ، مما يسمح بزيادة تركيز حمض النيتريك.
في المختبر
التحلل الحراري لنترات النحاس (II) ، مما ينتج عنه ثاني أكسيد النيتروجين وغازات الأكسجين ، والتي تمر عبر الماء لتشكيل حمض النيتريك ؛ كما في طريقة أوزوالد الموصوفة سابقًا.
2Cu (NO 3) 2 => 2CuO + 4NO 2 + O 2
تفاعل ملح نترات مع مركز H 2 SO 4. يتم فصل حمض النيتريك المتكون من H 2 SO 4 بالتقطير عند 83 درجة مئوية (نقطة غليان حمض النيتريك).
KNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + KHSO 4
التطبيقات
إنتاج الأسمدة
يستخدم 60٪ من إنتاج حامض النيتريك في صناعة الأسمدة وخاصة نترات الأمونيوم.
يتميز هذا بتركيزه العالي من النيتروجين ، وهو أحد العناصر الغذائية الثلاثة الرئيسية للنباتات ، حيث تستخدم النترات على الفور من قبل النباتات. وفي الوقت نفسه ، تتأكسد الأمونيا بواسطة الكائنات الحية الدقيقة الموجودة في التربة ، وتستخدم كسماد طويل الأمد.
صناعي
- يستخدم 15٪ من إنتاج حامض النيتريك في صناعة الألياف الاصطناعية.
- يستخدم في إنتاج استرات حامض النيتريك ومشتقات النيترو. مثل نيتروسليلوز ، دهانات أكريليك ، نيترو بنزين ، نيتروتولوين ، أكريلونيتريل ، إلخ.
- يمكنك إضافة مجموعات نيترو إلى المركبات العضوية ، ويمكن استخدام هذه الخاصية لصنع متفجرات مثل النتروجليسرين والترينتروتولوين (TNT).
- يتم إنتاج حمض الأديبيك ، وهو سلائف النايلون ، على نطاق واسع عن طريق أكسدة سيكلو هكسانون وسيكلوهكسانول بواسطة حمض النيتريك.
أجهزة تنقية المعادن
حمض النيتريك بسبب قدرته على الأكسدة ، مفيد جدا في تنقية المعادن الموجودة في المعادن. وبالمثل ، يتم استخدامه للحصول على عناصر مثل اليورانيوم ، والمنغنيز ، والنيوبيوم ، والزركونيوم ، وفي تحمض الصخور الفوسفورية للحصول على حامض الفوسفوريك.
المياه الملكية
يتم خلطه مع حمض الهيدروكلوريك المركز لتكوين "أكوا ريجيا". هذا المحلول قادر على إذابة الذهب والبلاتين مما يسمح باستخدامه في تنقية هذه المعادن.
أثاث المنزل
يستخدم حمض النيتريك للحصول على تأثير عتيق في الأثاث المصنوع من خشب الصنوبر. ينتج عن المعالجة بمحلول حمض النيتريك بنسبة 10٪ لون ذهبي رمادي في خشب الأثاث.
تنظيف
- يستخدم خليط المحاليل المائية من حامض النيتريك 5-30٪ وحمض الفوسفوريك 15-40٪ في تنظيف المعدات المستخدمة في أعمال الحلب لإزالة بقايا رواسب مركبات المغنيسيوم و الكالسيوم.
- يفيد في تنظيف الأواني الزجاجية المستخدمة في المختبر.
التصوير
- تم استخدام حمض النيتريك في التصوير الفوتوغرافي ، وتحديداً كمادة مضافة لمطوري كبريتات الحديدوز في عملية الألواح الرطبة ، بهدف تعزيز لون أكثر بياضاً في الطرز الأمبروتية وأنماط الصبغة.
- تم استخدامه لخفض الرقم الهيدروجيني لحمام الفضة لألواح الكولوديون ، مما سمح بالحصول على تقليل في ظهور الضباب الذي يتداخل مع الصور.
الآخرين
- نظرًا لقدرته على المذيبات ، يتم استخدامه في تحليل المعادن المختلفة عن طريق تقنيات القياس الطيفي للامتصاص الذري للهب ، وقياس الطيف الكتلي بالبلازما المقترنة بالحث.
- تم استخدام مزيج حمض النيتريك وحمض الكبريتيك لتحويل القطن الشائع إلى نترات السليلوز (قطن النيتريك).
- يستخدم عقار Salcoderm للاستخدام الخارجي في علاج أورام الجلد الحميدة (الثآليل والذرة والأورام القلبية والأورام الحليمية). يمتلك خصائص الكي وتسكين الآلام والتهيج والحكة. حمض النيتريك هو المكون الرئيسي لصيغة الدواء.
- يستخدم حامض النيتريك الأحمر المدخن وحمض النيتريك الأبيض كمواد مؤكسدة لوقود الصواريخ السائل ، وخاصة في صاروخ BOMARC.
تسمم
- عند ملامسته للجلد يمكن أن يسبب حروقًا وألمًا شديدًا والتهابًا في الجلد.
- يمكن أن يسبب ملامسته للعينين ألمًا شديدًا ودموعًا وفي الحالات الشديدة تلف القرنية والعمى.
- يمكن أن يسبب استنشاق الأبخرة السعال وضيق التنفس مما يسبب نزيف الأنف والتهاب الحنجرة والتهاب الشعب الهوائية المزمن والالتهاب الرئوي والوذمة الرئوية في حالات التعرض الشديدة أو المزمنة.
- بسبب ابتلاعه ، هناك آفات في الفم ، وسيلان اللعاب ، وعطش شديد ، وألم في البلع ، وألم شديد في الجهاز الهضمي بأكمله وخطر ثقب في جداره.
المراجع
- ويكيبيديا. (2018). حمض النيتريك. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
- بوبكيم. (2018). حمض النيتريك. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- محررو Encyclopaedia Britannica. (23 نوفمبر 2018). حمض النيتريك. Encyclopædia Britannica. تم الاسترجاع من: britannica.com
- شريستا ب. (بدون تاريخ). خصائص حامض النيتريك واستخداماته. دليل الكيمياء: دروس لتعلم الكيمياء. تم الاسترجاع من: chem-guide.blogspot.com
- كتاب كيميائي. (2017). حمض النيتريك. تم الاسترجاع من: chemicalbook.com
- إيمانول. (10 سبتمبر 2013). إنتاج حامض النيتريك. تم الاسترجاع من: ingenieriaquimica.net