Lämmastikhappe (HNO3) struktuur, omadused, süntees ja kasutusalad

The lämmastikhape on anorgaaniline ühend, mis koosneb lämmastikoksihappest. Seda peetakse tugevaks happeks, kuigi selle pKa (-1,4) on sarnane hüdroniumiooni pKa-ga (-1,74). Sellest hetkest alates on ilmselt paljude tuntud tugevate hapete "nõrgim".

Selle füüsiline välimus koosneb värvitu vedelikust, mis ladustamisel muutub lämmastikugaaside tekke tõttu kollakaks. Selle keemiline valem on HNO₃. 

See on mõnevõrra ebastabiilne, tekib kerge lagunemine päikesevalguse käes. Lisaks võib see laguneda täielikult kuumutamisega, põhjustades lämmastikdioksiidi, vett ja hapnikku.

Ülemises pildis on mõõtekolbi sisalduv natuke lämmastikhapet. Selle kollase värvuse, mis osutab osalisele lagunemisele, võib märkida.

Seda kasutatakse anorgaaniliste ja orgaaniliste nitraatide ning lämmastikuühendite tootmiseks, mida kasutatakse väetiste, lõhkeainete, värvainete vaheühendite ja erinevate orgaaniliste keemiliste ühendite valmistamisel..

See hape oli juba teada kaheksanda sajandi alkeemikutest, mida nad nimetasid "veevarustuseks". Saksa keemik Johan Rudolf Glauber (1648) kavandas selle valmistamise meetodi, mis seisnes kaaliumnitraadi kuumutamises väävelhappega.

Seda valmistatakse tööstuslikult, järgides Wilhelm Oswaldi (1901) kavandatud meetodit. Meetod koosneb üldiselt ammooniumi katalüütilisest oksüdeerimisest koos lämmastikoksiidi ja lämmastikdioksiidi järjestikuse tekkimisega lämmastikhappe moodustamiseks..

Atmosfääris NO₂ inimtegevuse tagajärjel tekkinud reaktsioon reageerib pilvede veega, moodustades HNO₃. Seejärel sadestub happevihmade ajal koos veepiisadega, näiteks söögiruumide kujud..

Lämmastikhape on väga mürgine ühend ja pidev kokkupuude aurudega võib põhjustada kroonilist bronhiiti ja keemilist kopsupõletikku..

Indeks

• 1 lämmastikhappe struktuur
  • 1.1 Resonantsstruktuurid
• 2 Füüsikalised ja keemilised omadused
  • 2.1 Keemilised nimetused
  • 2.2 Molekulmass
  • 2.3 Füüsiline välimus
  • 2.4 Lõhn
  • 2.5 Keemistemperatuur
  • 2.6 Sulamistemperatuur
  • 2.7 Vees lahustuv
  • 2.8 Tihedus
  • 2.9 Suhteline tihedus
  • 2.10 Suhteline auru tihedus
  • 2.11 Aururõhk
  • 2.12 Lagunemine
  • 2.13 Viskoossus
  • 2.14 Korrosioon
  • 2,15 Molaarse aurustumise entalpia
  • 2.16 Standardne molaarne entalpia
  • 2.17 Standardne molaarne entroopia
  • 2.18 Pinna pinge
  • 2.19 Lõhnalävi
  • 2.20 Dissotsiatsioonikonstant
  • 2.21 Murdumisnäitaja (η / D)
  • 2.22 Keemilised reaktsioonid
• 3 Kokkuvõte
  • 3.1 Tööstus
  • 3.2 Laboris
• 4 Kasutamine
  • 4.1 Väetiste tootmine
  • 4.2 Tööstus
  • 4.3 Metallipuhastaja
  • 4.4 Regia vesi
  • 4.5 Mööbel
  • 4.6 Puhastamine
  • 4.7 Fotograafia
  • 4.8 Muu
• 5 Toksilisus
• 6 Viited

Lämmastikhappe struktuur

HNO molekuli struktuuri näidatakse ülemises pildis₃ sfääride ja baaride mudeliga. Lämmastikuaatom, sinine kera, asub keskel, ümbritsetud trigonaalse tasandi geomeetriaga; siiski on kolmnurk moonutatud ühe selle pikima tipuga.

Seejärel on lämmastikhappe molekulid tasased. Sidemed N = O, N-O ja N-OH moodustavad lame kolmnurga tipud. Üksikasjaliku vaatluse korral on N-OH side pikem kui teised kaks (kus valge sfäär asub H-aatomi kohta).

Resonantsstruktuurid

On kaks linki, millel on sama pikkus: N = O ja N-O. See asjaolu on vastuolus valentssideme teooriaga, kus eeldatakse, et kaksiksidemed on lühemad kui lihtsad sidemed. Selles selgitus on resonantsi nähtuses, nagu on näha allpool olevast pildist.

Mõlemad sidemed, N = O ja N-O, on seega resonantse poolest ekvivalentsed. See on graafiliselt kujutatud struktuuri mudelis, kasutades katkendjoon kahe O-aatomi vahel (vt struktuuri).

Kui HNO on deprotoonitud₃, moodustub stabiilne anioonnitraat₃^-. Selles seisneb resonantsis nüüd O. kolm aatomit. See on põhjus, miks HNO₃ omab suurt Bronsted-Lowry happesust (ioonide H-tüüpi doonor)⁺).

Füüsikalised ja keemilised omadused

Keemilised nimetused

-Lämmastikhape

-Asootiline hape

-Vesiniknitraat

-Vee fortis.

Molekulmass

63,012 g / mol.

Füüsiline välimus

Värvitu või kahvatukollane vedelik, mis võib muutuda punakaspruuniks.

Lõhn

Akrid, iseloomulikud lämbuvad.

Keemistemperatuur

181 ° F kuni 760 mmHg (83 ° C).

Sulamistemperatuur

-41,6 ° C.

Lahustuvus vees

Väga lahustuv ja seguneb veega.

Tihedus

1513 g / cm³ temperatuuril 20 ° C.

Suhteline tihedus

1,50 (vee suhtes = 1).

Auru suhteline tihedus

Hinnanguliselt 2 või 3 korda (õhu suhtes = 1).

Aururõhk

63,1 mmHg temperatuuril 25 ° C.

Lagunemine

Temperatuuril õhuniiskuse või kuumuse tõttu võib see laguneda, moodustades lämmastikperoksiidi. Kui see lagunemine kuumeneb, eraldab see väga mürgist lämmastikoksiidi ja vesinitraadi suitsu.

Lämmastikhape ei ole stabiilne, olles võimeline lagunema kokkupuutel kuumuse ja päikesevalgusega ning kiirgama lämmastikdioksiidi, hapnikku ja vett.

Viskoossus

1092 mPa 0 ° C juures ja 0,617 mPa temperatuuril 40 ° C.

Korrosioon

See suudab rünnata kõiki põhimetalle, välja arvatud alumiinium- ja kroomiteras. Reageerib mõnede plastmaterjalide, kummide ja katete sortidega. See on sööbiv ja söövitav aine, seega tuleb seda käidelda äärmiselt ettevaatlikult.

Aurustumise molaarne entalpia

39,1 kJ / mol temperatuuril 25 ° C.

Standardne molaarne entalpia

-207 kJ / mol (298 ° F).

Standardne molaarne entroopia

146 kJ / mol (298 ° F).

Pinna pinge

-0,04356 N / m 0 ° C juures

-0,04115 N / m 20 ° C juures

-0,0376 N / m 40 ° C juures

Lõhnalävi

-Madal lõhn: 0,75 mg / m³

-Suur lõhn: 250 mg / m³

-Ärritav kontsentratsioon: 155 mg / m³.

Dissotsiatsioonikonstant

pKa = -1,38.

Murdumisnäitaja (η / D)

1,393 (16,5 ° C).

Keemilised reaktsioonid

Hüdratsioon

-See võib moodustada tahkeid hüdraate nagu HNO₃∙ H₂O ja HNO₃∙ 3H₂Või: "Nitriumi jää".

Jaotumine vees

Lämmastikhape on tugev hape, mis ioniseerub vees kiiresti järgmiselt:

HNO₃ (l) + H₂O (l) => H₃O⁺ (ac) + NO₃^-

Soolade moodustumine

Reageerib koos aluseliste oksiididega, moodustades nitraatsoola ja vee.

CaO (s) + 2 HNO₃ (l) => Ca (NO₃)₂ (ac) + H₂O (l)

Samuti reageerib see aluste (hüdroksiididega), moodustades nitraadisoola ja vee.

NaOH (ac) + HNO₃ (l) => NaNO₃ (ac) + H₂O (l)

Ja ka karbonaatide ja happekarbonaatidega (bikarbonaadid), mis moodustavad ka süsinikdioksiidi.

Na₂CO₃ (ac) + HNO₃ (l) => NaNO₃ (ac) + H₂O (l) + CO₂ (g)

Protoneerimine

Lämmastikhape võib toimida ka alusena. Sel põhjusel võib see reageerida väävelhappega.

HNO₃   +   2H₂SO₄    <=>      EI₂⁺    +     H₃O⁺     +      2HSO₄^-

Enesetoksilisus

Lämmastikhape toimub autoprotoisis.

2HNO₃  <=>  EI₂⁺   +    EI₃^-    +      H₂O

Metalli oksüdatsioon

Reaktsioonis metallidega ei toimu lämmastikhape nagu tugevad happed, mis reageerivad vastavat soola moodustavate metallidega ja vabastavad vesinikku gaasilises vormis.

Magneesium ja mangaan reageerivad kuumalt lämmastikhappega, nagu ka teised tugevad happed.

Mg (s) + 2 HNO₃ (l) => Mg (NO₃)₂ (ac) + H₂ (g)

Muu

Lämmastikhape reageerib metalli sulfititega, põhjustades nitraatide, vääveldioksiidi ja vee soola.

Na₂SO₃ (s) + 2 HNO₃ (l) => 2 NaNO₃ (ac) + SO₂ (g) + H₂O (l)

Samuti reageerib see orgaaniliste ühenditega, asendades vesinikuga nitrorühma; seega on aluseks lõhkeainete, nagu nitroglütseriini ja trinitrotolueeni (TNT) sünteesile..

Süntees

Tööstus

Seda toodetakse tööstuslikul tasandil ammooniumi katalüütilise oksüdeerimise teel vastavalt Oswaldi poolt 1901. aastal kirjeldatud meetodile. Protseduur koosneb kolmest etapist või etapist..

1. etapp: ammooniumi oksüdeerimine lämmastikoksiidiks

Ammoonium oksüdeerub õhus olev hapnik. Reaktsioon viiakse läbi temperatuuril 800 ° C ja rõhul 6-7 atm, kasutades plaatina katalüsaatorina. Ammoonium segatakse õhuga järgmise suhtega: 1 maht ammooniumi 8 mahuosa õhu kohta.

4NH₃ (g) + 5O₂ (g) => 4NO (g) + 6H₂O (l)

Reaktsioonis saadakse lämmastikoksiid, mis viiakse oksüdatsioonikambrisse järgmise etapi jaoks.

2. etapp. Lämmastikoksiidi oksüdatsioon lämmastikdioksiidis

Oksüdeerimine toimub õhus oleva hapniku juures temperatuuril alla 100 ° C.

2NO (g) + O₂ (g) => 2NO₂ (g)

3. etapp. Lämmastikdioksiidi lahustamine vees

Selles etapis toimub lämmastikhappe moodustumine.

4NO₂     +      2H₂O + O₂         => 4HNO₃

Lämmastikdioksiidi imendumiseks on mitmeid meetodeid (NO₂) vees.

Muuhulgas: NO₂ dimeeritakse N-ks₂O₄ madalatel temperatuuridel ja kõrgel rõhul, et suurendada selle lahustuvust vees ja saada lämmastikhapet.

3N₂O₄   +     2H₂O => 4HNO₃    +      2NO

Ammooniumi oksüdeerimisel saadud lämmastikhappe kontsentratsioon on vahemikus 50-70%, mida võib kontsentreeritud väävelhappe kasutamisel dehüdraadina viia 98% -ni, mis võimaldab lämmastikhappe kontsentratsiooni suurendada..

Laboris

Vase (II) nitraadi termiline lagunemine, tekitades lämmastikdioksiidi ja hapnikku, mis juhitakse läbi vee lämmastikhappe moodustamiseks; nagu see on varem kirjeldatud Oswaldi meetodis.

2Cu (NO₃)₂    => 2CuO + 4NO₂    +     O₂

Nitraatsoola reaktsioon H-ga₂SO₄ kontsentraat Moodustunud lämmastikhape eraldatakse H-st₂SO₄ destilleerides temperatuuril 83 ° C (lämmastikhappe keemistemperatuur).

KNO₃   +    H₂SO₄     => HNO₃    +     KHSO₄

Kasutamine

Väetiste tootmine

60% lämmastikhappe tootmisest kasutatakse väetiste, eriti ammooniumnitraadi tootmiseks.

Seda iseloomustab kõrge lämmastiku kontsentratsioon, mis on üks taimede kolmest peamisest toitainest, kasutades taimedelt kohe nitraati. Vahepeal oksüdeerub ammoonium mullas esinevate mikroorganismide poolt ja seda kasutatakse pikaajalise väetisena.

Tööstus

-15% lämmastikhappe tootmisest kasutatakse sünteetiliste kiudude tootmiseks.

-Seda kasutatakse lämmastikhappe estrite ja nitroderivaatide väljatöötamisel; nagu nitrotselluloos, akrüülvärvid, nitrobenseen, nitrotolueen, akrüülnitriilid jne..

-See võib lisada nitro rühmi orgaanilistele ühenditele, seda omadust saab kasutada lõhkeainete, näiteks nitroglütseriini ja trinitrotolueeni (TNT) valmistamiseks..

-Adipiinhape, nailoni eelkäija, toodetakse suures ulatuses tsükloheksanooni ja tsükloheksanooli oksüdeerimise teel lämmastikhappega..

Metalli puhastaja

Lämmastikhape on oma oksüdeerimisvõime tõttu väga kasulik mineraalides leiduvate metallide puhastamisel. Seda kasutatakse ka selliste elementide saamiseks nagu uraan, mangaan, nioobium, tsirkoonium ja fosforhapete hapestamine fosforhappe saamiseks..

Vee regia

See segatakse kontsentreeritud vesinikkloriidhappega, et saada "agua regia". See lahendus on võimeline kulla ja plaatina lahustama, mis võimaldab selle kasutamist nende metallide puhastamisel.

Mööbel

Lämmastikhapet kasutatakse männipuidust valmistatud mööbli antiikse efekti saamiseks. Töötlemine lämmastikhappe lahusega kuni 10% annab mööbli puidust halli kulla värvi.

Puhastamine

-Lüpsmise töös kasutatavate seadmete puhastamiseks kasutatakse 5-30% lämmastikhappe vesilahuste ja 15-40% fosforhappe segu, et kõrvaldada magneesiumi ja kaltsiumi ühendite sademe jäägid.

-See on kasulik laboris kasutatava klaasimaterjali puhastamiseks.

Fotograafia

-Lämmastikhapet on kasutatud fotograafias, eriti niiske plaadiprotsessi lisandina ferrosulfaatide arendajatele, eesmärgiga edendada valgemat värvi ambrotüüpides ja ferrotüüpides.

-Seda kasutati kollodioonplaatide hõbe vanni pH vähendamiseks, mis võimaldas vähendada pilti, mis häiris pilte.

Teised

-Lahustimissuutlikkuse tõttu kasutatakse seda erinevate metallide analüüsimisel leegi aatomabsorptsioonspektrofotomeetria meetoditega ja induktiivse sidestamise plasma massispektrofotomeetriaga..

-Lämmastikhappe ja väävelhappe kombinatsiooni kasutati tavalise puuvilla muundamiseks tselluloosnitraadiks (lämmastikvillaks).

-Ravimit Salcoderm välispidiseks kasutamiseks kasutatakse naha healoomuliste kasvajate (tüükad, seemned, kondüloomid ja papilloomid) raviks. Sellel on cauteriseerumise, valu leevendamise, ärrituse ja sügelemise omadused. Lämmastikhape on ravimvormi peamine komponent.

-Vedelate rakettkütuste oksüdeerijatena kasutatakse eriti punast lämmastikhapet ja valget suitsevat lämmastikhapet, eriti BOMARC raketis..

Toksilisus

-Kokkupuutel nahaga võib põhjustada naha põletusi, tugevat valu ja dermatiiti.

-Silma sattumisel võib põhjustada tugevat valu, rebimist ja rasketel juhtudel sarvkesta kahjustust ja pimedust.

-Aurude sissehingamine võib põhjustada köha, õhupuudust, põhjustada raskeid või kroonilisi ninaverejookse, larüngiiti, kroonilist bronhiiti, kopsupõletikku ja kopsuturset..

-Selle allaneelamise tõttu tekitab see suu kahjustusi, süljeeritust, tugevat janu, valu neelamiseks, intensiivset valu kogu seedetraktis ja selle seina perforatsiooni ohtu..

Viited

1. Wikipedia. (2018). Lämmastikhape. Välja otsitud andmebaasist: en.wikipedia.org
2. PubChem. (2018). Lämmastikhape. Välja otsitud andmebaasist: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Encyclopaedia Britannica toimetajad. (23. november 2018). Lämmastikhape. Encyclopædia Britannica. Välja otsitud: britannica.com
4. Shrestha B. (s.f.). Lämmastikhappe omadused ja kasutusalad. Chem Guide: keemiaõppe õpetused. Välja otsitud andmebaasist: chem-guide.blogspot.com
5. Keemiline raamat. (2017). Lämmastikhape. Välja otsitud: chemicalbook.com
6. Imanol (10. september 2013). Lämmastikhappe tootmine. Välja otsitud: ingenieriaquimica.net