Salpetersäure

Salpetersäure
Resonance description of the bonding in the nitric acid molecule
Ball-and-stick model of nitric acid
Resonance space-filling model of nitric acid
Namen
IUPAC -Name
Salpetersäure
Andere Namen
Aqua Fortis, Geist der Niter, Eau Forte, Wasserstoffnitrat, Acidum niktricum
Kennungen
3D-Modell (Jsmol)
3dmet
Chebi
ChEMBL
Chemspider
Echa Infocard 100.028.832 Edit this at Wikidata
EC -Nummer
  • 231-714-2
1576
Kegg
Gittergewebe Stillscheibe+Säure
Pubchem Cid
RTECS -Nummer
  • Qu5775000
Unii
UN -Nummer 2031
  • Inchi = 1s/hno3/c2-1 (3) 4/h (h, 2,3,4) check
    Schlüssel: Grylnzfgioxlog-uHfffaoysa-n check
  • Inchi = 1/HNO3/C2-1 (3) 4/H (h, 2,3,4)
    Schlüssel: Grylnzfgioxlog-UHfffaoyao
  • [N+] (= o) (o) [o-]
  • Auf (= o) = o
Eigenschaften
HNO3
Molmasse 63.012g · mol–1
Aussehen Farblose Flüssigkeit[1]
Geruch Schärfe, erstickend[1]
Dichte 1,51 g/cm3, 1,41 g/cm3 [68% w/w]
Schmelzpunkt –42 ° C (–44 ° F; 231 K)
Siedepunkt 83 ° C (181 ° F; 356 K) 68% Lösung kocht bei 121 ° C (250 ° F; 394 K)
Mischbar
Protokoll P –0,13[2]
Dampfdruck 48 mmHg (20 ° C)[1]
Säure (pKa)) –1,4[3]
Konjugierte Basis Nitrat
–1,99×10–5cm3/mol
1.397 (16,5 ° C)
2,17 ± 0,02 d
Thermochemie
146 j/(mol · k)[4]
–207 kJ/mol[4]
Gefahren
GHS Beschriftung:
GHS03: Oxidizing GHS05: Corrosive
Achtung
H272, H300, H310, H330, H373, H411
P210, P220, P260, P305+P351+P338, P310, P370+P378
NFPA 704 (Feuerdiamant)
Flammpunkt Nicht brennbar
Tödliche Dosis oder Konzentration (LD, LC):
138 ppm (Ratte, 30 min)[1]
Niosh (US -amerikanische Gesundheitsgrenzen):
PEL (Zulässig)
TWA 2 ppm (5 mg/m)3)[1]
Rel (Empfohlen)
TWA 2 ppm (5 mg/m)3)
St 4 ppm (10 mg/m)3)[1]
Idlh (Sofortige Gefahr)
25 ppm[1]
Sicherheitsdatenblatt (SDS) ICSC 0183
Verwandte Verbindungen
Sonstiges Anionen
Salpetersäure
Sonstiges Kationen
Natriumnitrat
Kaliumnitrat
Ammoniumnitrat
Verwandte Verbindungen
Dinitrogen -Trioxid
Dinitrogen -Tetroxid
Dinitrogenpentoxid
Stickoxid
Stickstoffmonoxid
Stickstoffdioxid
Sofern sonst sonst notiert, werden Daten für Materialien in ihren angegeben Standardzustand (bei 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
check verifizieren(was istcheck☒?)
Infobox -Referenzen

Salpetersäure ist der anorganische Verbindung mit der Formel HNEIN3. Es ist sehr hoch ätzend Mineralsäure.[5] Die Verbindung ist farblos, aber ältere Proben sind aufgrund der Zersetzung in tendenziell gelbe Guss Stickoxide. Die meisten im Handel erhältlichen Salpetersäure haben eine Konzentration von 68% an Wasser. Wenn die Lösung mehr als 86% enthält HNO3, es wird als bezeichnet als Röte Salpetersäure. Abhängig von der Menge an Stickstoffdioxid vorhanden, glühende Salpetersäure wird weiter charakterisiert als rote, rauchende Salpetersäure bei Konzentrationen über 86%oder weiße, rauchende Salpetersäure Bei Konzentrationen über 95%.

Salpetersäure ist das primäre Reagenz, für das verwendet wird Nitrierung - Die Zugabe von a Nitro -Gruppetypisch zu einem organisches Molekül. Während einige resultieren Nitroverbindungen sind schock- und thermischempfindlich Sprengstoff, einige sind stabil genug, um in Munition und Abbruch verwendet zu werden, während andere noch stabiler und als Pigmente in Tinten und Farbstoffen verwendet werden. Salpetersäure wird auch üblicherweise als verwendet starkes Oxidationsmittel.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Im Handel erhältlicher Salpetersäure ist eine Azeotrope mit Wasser in einer Konzentration von 68% HNO3. Diese Lösung hat eine Siedetemperatur von 120,5 ° C (249 ° F) bei 1 atm. Es ist als "konzentrierte Salpetersäure" bekannt. Das Azeotrop von Salpetersäure und Wasser ist eine farblose Flüssigkeit bei Raumtemperatur.

Es sind zwei feste Hydrate bekannt: das Monohydrat HNO3·H2O oder Oxoniumnitrat [H3Ö]+[NEIN3] und das Trihydrat HNO3· 3h2O.

Gelegentlich wird eine ältere Dichteskala beobachtet, wobei konzentrierte Salpetersäure als 42 angegeben sindBaumé.[6]

Kontamination mit Stickstoffdioxid

Mit gelbem Stickstoffdioxid kontaminierter Salpetersäure

Salpetersäure unterliegt Thermal- Oder leichte Zersetzung und aus diesem Grund wurde es oft in braunen Glasflaschen gelagert:

4 Hno3 → 2 h2O + 4 nein2 + O2

Diese Reaktion kann zu einigen nicht zu vernachlässigen Variationen des Dampfdrucks über der Flüssigkeit führen, da sich die produzierten Stickoxide teilweise oder vollständig in der Säure auflösen.

Das Stickstoffdioxid (NEIN2) und/oder dinitrogentetroxid (N2O4) bleibt in der Salpetersäure gelöst, wenn sie bei höheren Temperaturen gelb oder sogar rot rot ist. Während die reine Säure dazu neigt, weiße Dämpfe aus der Luft auszugeben, liefert Säure mit gelöstem Stickstoffdioxid rötlich-braune Dämpfe, was zu den gebräuchlichen Namen "rote, rauchende Salpetersäure" und "weiße, rauchende Salpetersäure" führt. Stickoxide (NEINx) sind in Salpetersäure löslich.

Röte Salpetersäure

FUMPERSAUSSEISSAUFFENTSAUSSEIL enthält 98% HNO3 und hat eine Dichte von 1,50 g/cm3. Diese Note wird häufig in der Explosivstoffindustrie verwendet. Es ist weder so flüchtig noch so ätzend wie die wasserfreie Säure und hat die ungefähre Konzentration von 21,4 M.

Rote, rauchende Salpetersäureoder rfna, enthält erhebliche Mengen an gelöstem Stickstoffdioxid (NEIN2) Die Lösung mit einer rotbraunen Farbe lassen. Aufgrund des gelösten Stickstoffdioxids ist die Dichte der roten, rauchenden Salpetersäure bei 1,490 g/cm niedriger3.

Ein gehemmt Raute Salpetersäure, entweder weiß inhibierte, rauchende Salpetersäure (IWFNA) oder rot inhibierte, rauchende Salpetersäure (IRFNA) kann durch Zugabe von 0,6 bis 0,7% hergestellt werden Wasserstofffluorid (HF). Dieser Fluorid wird für hinzugefügt für Korrosionsbeständigkeit in Metalltanks. Das Fluorid erzeugt eine Metallfluoridschicht, die das Metall schützt.

Wassere Salpetersäure

Weiße, rauchende Salpetersäure, reine Salpetersäure oder WFNA liegt sehr nahe an wasserfreiem Salpetersäure. Es ist durch Assay als 99,9% Salpetersäure erhältlich. Eine Spezifikation für weiße, rauchende Salpetersäure ist, dass sie maximal 2% Wasser und maximal 0,5% aufweist NEIN2. Die wasserfreie Salpetersäure hat eine Dichte von 1,513 g/cm3 und hat die ungefähre Konzentration von 24 Molar. Wasserfrei Salpetersäure ist farblos Mobile Flüssigkeit mit einer Dichte von 1,512 g/cm3 Das verfestigt sich bei –42 ° C (–44 ° F), um weiße Kristalle zu bilden[Klarstellung erforderlich]. Wie es sich zersetzt zu NEIN2 und Wasser erhält eine gelbe Farbton. Es kocht bei 83 ° C (181 ° F). Es wird normalerweise in einer Glas -bernsteinsichernden Flasche mit doppelt so hochem Kopfplatz aufbewahrt, um Druck aufzubauen, aber selbst bei diesen Vorsichtsmaßnahmen muss die Flasche monatlich entlüftet werden, um den Druck freizusetzen.

Struktur und Bindung

Zwei wichtige Resonanzdarstellungen von HNO3

Zwei der N-O-Bindungen sind äquivalent und relativ kurz (dies kann durch Resonanztheorien erklärt werden; Die dritte N -O -Bindung ist verlängert, da das O -Atom ebenfalls an ein Proton befestigt ist.[7][8]

Reaktionen

Säure-Basis-Eigenschaften

Salpetersäure wird normalerweise als a angesehen starke Säure bei Umgebungstemperaturen. Es gibt einige Meinungsverschiedenheiten über den Wert der Säure -Dissoziationskonstante, obwohl die pKa Der Wert wird normalerweise als weniger als –1 angegeben. Dies bedeutet, dass die Salpetersäure in verdünnte Lösung außer in extrem sauren Lösungen vollständig dissoziiert ist. Die pKa Der Wert steigt auf 1 bei einer Temperatur von 250 ° C.[9]

Salpetersäure kann als Base in Bezug auf eine Säure wie z. Schwefelsäure:

HNO3 + 2 h2ALSO4 ⇌ nein+2 + H3O+ + 2 HSO4; Gleichgewichtskonstante: K ≈ 22

Das Nitroniumion, NEIN+2, ist das aktive Reagenz in aromatische Nitrierung Reaktionen. Da Salpetersäure sowohl saure als auch grundlegende Eigenschaften aufweist, kann sie eine Autoprotolyse -Reaktion erfahren, ähnlich wie die Selbstionisierung von Wasser:

2 Hno3 ⇌ nein+2 + Nr3 + H2O

Reaktionen mit Metallen

Salpetersäure reagiert mit den meisten Metallen, aber die Details hängen von der Konzentration der Säure und der Art des Metalls ab. Verdünnte Salpetersäure verhält sich als typisch Säure in seiner Reaktion mit den meisten Metallen. Magnesium, Mangan, und Zink befreien H2:

Mg + 2 hno3 → mg (nein3)2 (Magnesiumnitrat) + H2
Mn + 2 hno3 → mn (nein3)2 (Mangan (ii) Nitrat) + H2

Salpetersäure kann nichtaktive Metalle oxidieren, wie z. Kupfer und Silber-. Bei diesen nicht aktiven oder weniger elektropositiven Metallen hängen die Produkte von der Temperatur und der Säurekonzentration ab. Zum Beispiel reagiert Kupfer mit verdünnter Salpetersäure bei Umgebungstemperaturen mit einer 3: 8 -Stöchiometrie:

3 cu + 8 hno3 → 3 cu2+ + 2 no + 4 h2O + 6 nein3

Das erzeugte Stickoxid kann mit atmosphärischer Reaktion reagieren Sauerstoff Stickstoffdioxid geben. Mit konzentrierterer Salpetersäure wird Stickstoffdioxid direkt in einer Reaktion mit 1: 4 Stöchiometrie hergestellt:

Cu + 4 h+ + 2 Nr3 → cu2+ + 2 Nr2 + 2 h2O

Bei der Reaktion mit Salpetersäure geben die meisten Metalle die entsprechenden Nitrate an. Etwas Metalloide und Metalle geben die Oxide; zum Beispiel, Sn, Wie, Sb, und Ti sind oxidiert in Sno2, Wie2O5, Sb2O5, und Tio2 beziehungsweise.[10]

Etwas Edelmetallewie rein Gold und Platingruppenmetalle reagieren nicht mit Salpetersäure, obwohl reines Gold mit reagiert Königswasserein Gemisch aus konzentrierter Salpetersäure und Salzsäure. Jedoch einige weniger edle Metalle (Ag, Cu, ...) in einigen vorhanden Goldlegierungen relativ arm in Gold wie z. farbiges Gold kann leicht oxidiert und durch Salpetersäure gelöst werden, was zu Farbänderungen der Gold-Alloy-Oberfläche führt. Salpetersäure wird als billiges Mittel in verwendet Schmuck Geschäfte, um schnell niedrige Legierungen zu erkennen (<14 Karats) und schnell die Goldreinheit zu bewerten.

Als starkes Oxidationsmittel reagiert Salpetersäure mit vielen nicht-metallischen Verbindungen, manchmal explosionsartig. Abhängig von der Säurekonzentration, der Temperatur und der Reduktionsmittel Involviert können die Endprodukte variabel sein. Die Reaktion findet mit allen Metallen außer der statt edle Metalle Serie und sicher Legierungen. In der Regel treten oxidierende Reaktionen hauptsächlich mit der konzentrierten Säure auf, was die Bildung von Stickstoffdioxid begünstigt (NEIN2). Die starken oxidierenden Eigenschaften von Salpetersäure sind jedoch thermodynamisch in der Natur, aber manchmal sind seine Oxidationsreaktionen eher kinetisch nicht mit Favoriten. Das Vorhandensein kleiner Mengen von Salpetersäure (HNO2) Erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit erheblich.[10]

Obwohl Chrom (Cr), Eisen (Fe) und Aluminium (Al) Lösen Sie sich leicht in verdünnte Salpetersäure, die konzentrierte Säure bildet eine Metalloxidschicht, die den Großteil des Metalls vor einer weiteren Oxidation schützt. Die Bildung dieser Schutzschicht wird genannt Passivierung. Typische Passivierungskonzentrationen reichen von 20% bis 50% nach Volumen (siehe ASTM A967-05). Metalle, die durch konzentrierte Salpetersäure passiviert werden, sind Eisen, Kobalt, Chrom, Nickel, und Aluminium.[10]

Reaktionen mit Nicht-Metalen

Mächtig sein Oxidierende Säure, Salpetersäure reagiert mit vielen organischen Materialien, und die Reaktionen können explosiv sein. Das Hydroxyl Die Gruppe streift typischerweise einen Wasserstoff aus dem organischen Molekül, um Wasser zu bilden, und die verbleibende Nitrogruppe einnimmt den Wasserstoff Platz. Die Nitrierung organischer Verbindungen mit Salpetersäure ist die primäre Methode der Synthese vieler häufiger Sprengstoffe, wie z. Nitroglycerin und Trinitrotoluol (TNT). Da viele weniger stabile Nebenprodukte möglich sind, müssen diese Reaktionen sorgfältig thermisch kontrolliert werden und die Nebenprodukte entfernt werden, um das gewünschte Produkt zu isolieren.

Reaktion mit nichtmetallischen Elementen, mit Ausnahmen von Stickstoff, Sauerstoff, Edelgase, Silizium, und Halogene Anders als Jod oxidiert sie normalerweise auf ihre höchste Oxidationszustände als Säuren mit der Bildung von Stickstoffdioxid für konzentrierte Säure und Stickoxid für verdünnte Säure.

C (Graphit) + 4 HNO3 → co2 + 4 nein2 + 2 h2O
3 C (Graphit) + 4 HNO3 → 3 co2 + 4 nein + 2 h2O

Konzentrierte Salpetersäure oxidiert oxidiert I2, P4, und S8 hinein Hio3, H3Po4, und H2ALSO4, beziehungsweise.[10] Obwohl es mit Graphit und amorphem Kohlenstoff reagiert, reagiert es nicht mit Diamant; Es kann Diamant von dem Graphit trennen, den es oxidiert.[11]

Xanthoprotiker

Salpetersäure reagiert mit Proteine gelbe nitrierte Produkte bilden. Diese Reaktion ist als die bekannt Xanthoprotische Reaktion. Dieser Test wird durchgeführt, indem konzentrierter Salpetersäure zu der getesteten Substanz hinzugefügt und dann das Gemisch erwärmt wird. Wenn Proteine ​​enthalten, die enthalten Aminosäuren mit aromatisch Ringe sind vorhanden, die Mischung wird gelb. Beim Hinzufügen einer Basis wie z. AmmoniakDie Farbe wird orange. Diese Farbänderungen werden durch nitrierte aromatische Ringe im Protein verursacht.[12][13] Xanthoprorotensäure wird gebildet, wenn die Säure Kontakte kontaktiert Epithelzellen. Die jeweiligen lokalen Hautfarbe verändert auf unzureichende Sicherheitsvorkehrungen beim Umgang mit Salpetersäure.

Produktion

Salpetersäure erfolgt durch Reaktion von Stickstoffdioxid (NEIN2) mit Wasser.

4 Nr2 + 2 h2O → 2 hno3 + Nein + nein2 + H2O

Die Nettoreaktion ist:

3 Nr2 + H2O → 2 hno3 + Nr

Normalerweise die Stickoxid Durch die Reaktion erzeugt wird durch den Sauerstoff in Luft reoxidiert, um zusätzliches Stickstoffdioxid zu produzieren.

Sprudelnder Stickstoffdioxid durch Wasserstoffperoxid kann helfen, den Säureertrag zu verbessern.

2 Nr2 + H2O2 → 2 Hno3

Werbewerfe Salpetersäurelösungen liegen normalerweise zwischen 52% und 68% Salpetersäure. Die Produktion von Salpetersäure erfolgt über die Ostwald -Prozess, benannt nach deutscher Chemiker Wilhelm Ostwald. In diesem Prozess wasserfrei Ammoniak wird in Gegenwart von zu Stickoxid oxidiert Platin oder Rhodium Gaze Katalysator bei einer hohen Temperatur von etwa 500 K (227 ° C; 440 ° F) und einem Druck von 9 Standardatmosphären (910 kPa).

4 NH3(g) + 5 o2(g) → 4 nein (g) + 6 h2O (g) (ΔH = –905.2 kJ/mol)

Stickoxid wird dann mit Sauerstoff in Luft zur Bildung von Stickstoffdioxid umgesetzt.

2 nein (g) + o2(g) → 2 nein2(g) (ΔH = –114 kJ/mol)

Dies wird anschließend in Wasser absorbiert, um Salpetersäure und Stickoxid zu bilden.

3 Nr2(g) + h2O (l) → 2 Hno3(aq) + nein (g) (ΔH = –135,74 kJ/mol)

Das Stickoxid wird zur Reoxidation zurückgefahren. Alternativ, wenn der letzte Schritt in der Luft durchgeführt wird:

4 Nr2(g) + o2(g) + 2 h2O (l) → 4 hno3(aq)

Die wässrigen HNO3 erhalten können durch konzentriert werden durch Destillation bis zu etwa 68% nach Masse. Eine weitere Konzentration auf 98% kann durch erreicht werden Dehydration mit konzentriert H2ALSO4. Durch Verwendung von Ammoniaks, die aus dem abgeleitet sind HaberprozessDas Endprodukt kann aus Stickstoff, Wasserstoff und Sauerstoff hergestellt werden, die aus Luft und Erdgas als einzige Ausgangsmaterial abgeleitet werden.[14]

Laborsynthese

Im Labor kann Salpetersäure durch thermische Zersetzung von hergestellt werden Kupfer (ii) NitratErzeugung von Stickstoffdioxid und Sauerstoffgasen, die dann durch Wasser geleitet werden, um Salpetersäure zu ergeben.

2 Cu (nein3)2 → 2 cuo + 4 nein2 + O2

Dann folgen der Ostwald -Prozess:

2 Nr2 + H2O → hno2 + Hno3

Alternativ die Reaktion gleicher Mol eines Nitratsalzes wie z. Natriumnitrat mit Schwefelsäure (H2ALSO4), und destillieren Diese Mischung am Siedepunkt der Salpetersäure von 83 ° C. Ein nicht -volatiler Rest des Metallwasserstoffsulfats bleibt im Destillationsgefäß. Die rote, rauchende Salpetersäure kann in die weiße Salpetersäure umgewandelt werden.[8]

Nano3 + H2ALSO4 → Hno3 + Nahso4

Das aufgelöst NEINx wird leicht unter Verwendung eines verringerten Drucks bei Raumtemperatur entfernt (10 bis 30 Minuten bei 200mmhg oder 27KPA) weiße rauchende Salpetersäure zu geben. Dieses Verfahren kann auch unter reduziertem Druck und Temperatur in einem Schritt durchgeführt werden, um weniger Stickstoffdioxidgas zu erzeugen.[15]

Verdünnte Salpetersäure kann durch Destillation bis zu 68% Säure konzentriert werden, was ein maximaler kochender Azeotrop ist. Im Labor beinhaltet eine weitere Konzentration eine Destillation mit beiden Schwefelsäure oder Magnesiumnitrat, die als dehydrierende Mittel dienen. Solche Destillationen müssen mit einem Ganzglasapparat bei reduziertem Druck erfolgen, um die Zersetzung der Säure zu verhindern. Industriell wird hoch konzentrierter Salpetersäure erzeugt, indem zusätzliches Stickstoffdioxid in 68% Salpetersäure in einem Absorptionsturm gelöst wird.[16] Gelöste Stickoxide werden entweder bei weißen, rauchenden Salpetersäure gestreift oder bleiben in Lösung, um rote, rauchende Salpetersäure zu bilden. In jüngerer Zeit wurden elektrochemische Mittel entwickelt, um wasserfreie Säure aus konzentrierter Salpetersäure -Ausgangsmaterial zu produzieren.[17]

Verwendet

Salpetersäure in einem Labor

Die wichtigste industrielle Verwendung von Salpetersäure ist für die Produktion von Düngemittel. Salpetersäure wird mit Ammoniak neutralisiert, um zu geben Ammoniumnitrat. Diese Anwendung verbraucht 75–80% der 26 Millionen Tonnen, die jährlich produziert werden (1987). Die anderen Hauptanwendungen gelten für die Herstellung von Sprengstoff, Nylonvorläufern und Spezialverbindungen.[18]

Vorläufer von organischen Stickstoffverbindungen

Im organische Synthese, industriell und ansonsten, die Nitro -Gruppe ist ein vielseitiges funktionelle Gruppe. Eine Mischung aus Stillschiff- und Schwefelsäuren führt ein Nitro ein Substituent auf verschiedene aromatische Verbindungen durch elektrophile aromatische Substitution. Viele Sprengstoffe, wie z. Tnt, werden auf diese Weise vorbereitet:

C6H5CH3 + 3 hno3C6H2(NEIN2)3CH3 + 3 H2O

Entweder konzentrierter Schwefelsäure oder Oleum absorbiert das überschüssige Wasser.

H2S2O7 + H2O → 2 H2ALSO4

Die Nitro -Gruppe kann sein reduziert an geben AmingruppeSynthese von Anilin Verbindungen von verschiedenen Nitrobenzene:

Aniline from Nitrobenzene.svg

Als Oxidationsmittel verwenden

Der Vorläufer zu Nylon, Adipinsäurewird in großem Maßstab durch Oxidation von "Ka öl" produziert - eine Mischung von Cyclohexanon und Cyclohexanol- mit Salpetersäure.[18]

Raketentreizmittel

Salpetersäure wurde in verschiedenen Formen als die verwendet Oxidationsmittel in Raketen mit Flüssigkeitsfulen. Diese Formen umfassen rote Röbelwäschesäure, weiße, rauchende Salpetersäure, Gemische mit Schwefelsäure und diese Formen mit HF -Inhibitor.[19] Irfna (gehemmt rote, rauchende Salpetersäure) war eine von drei Flüssigkraftstoffkomponenten für die Bomarc Rakete.[20]

Nische verwendet

Metall Verarbeitung

Salpetersäure kann verwendet werden, um Metalle in oxidierte Formen zu konvertieren, wie z. B. Kupfermetall in Cupric Nitrat. Es kann auch in Kombination mit verwendet werden Salzsäure wie Königswasser edle Metalle aufzulösen, wie z. Gold (wie Chlorursäure). Diese Salze können verwendet werden, um Gold und andere Metalle über 99,9% Reinheit nach Prozessen von zu reinigen Rekristallisation und selektiver Niederschlag. Seine Fähigkeit, bestimmte Metalle selektiv aufzulösen oder ein Lösungsmittel für viele Metallsalze zu sein Goldparting Prozesse.

Analytisches Reagenz

Im elementare Analyse durch ICP-MS, ICP-AES, GFAA und Flame AA, verdünnte Salpetersäure (0,5–5,0%) werden als Matrixverbindung zur Bestimmung von Metallspuren in Lösungen verwendet.[21] Für eine solche Bestimmung ist eine ultrapur -Spur -Metall -Säure erforderlich, da kleine Mengen von Metallionen das Ergebnis der Analyse beeinflussen können.

Es wird typischerweise auch im Verdauungsprozess von turbiden Wasserproben, Schlammproben, festen Proben sowie anderen Arten von einzigartigen Proben verwendet, die eine Elementaranalyse benötigen ICP-MS, ICP-OES, ICP-AESGFAA und Flamme Atomabsorptionsspektroskopie. Typischerweise verwenden diese Verdauungen eine 50% ige Lösung des gekauften HNO3 gemischt mit Typ 1 di Wasser.

Im Elektrochemie, Salpetersäure wird als chemisches Dotierungsmittel für verwendet Organische Halbleiterund in Reinigungsprozessen für RAW Kohlenstoff-Nanoröhren.

Holzbearbeitung

In einer geringen Konzentration (ungefähr 10%) wird häufig Salpetersäure verwendet, um künstlich zu altern Kiefer und Ahorn. Die erzeugte Farbe ist ein graues Gold sehr ähnlich wie sehr altes Wachs- oder Ölfeindelz (Holzveredelung).[22]

Ätzmittel und Reinigungsmittel

Die korrosiven Wirkungen von Salpetersäure werden für einige Spezialanwendungen genutzt, wie z. Radierung in Druckgrafik, Pickling Edelstahl oder Reinigen von Siliziumwafern in Elektronik.[23]

Eine Lösung von Salpetersäure, Wasser und Alkohol, Nital, wird zum Ätzen von Metallen verwendet, um die Mikrostruktur aufzudecken. ISO 14104 ist einer der Standards, die dieses bekannte Verfahren beschreiben.

Salpetersäure wird entweder in Kombination mit Salzsäure oder allein verwendet, um Glasabdeckungsschuhe und Glasrutschen für High-End-Mikroskopieanwendungen zu reinigen.[24] Es wird auch verwendet, um Glas zu reinigen, bevor Sie Silberspiegel herstellen.[25]

Im Handel erhältliche wässrige Mischungen von 5–30% Salpetersäure und 15–40% Phosphorsäure werden üblicherweise zum Reinigen von Lebensmitteln und Milchprodukten verwendet, um aus dem Ausgefälligen Kalzium- und Magnesiumverbindungen (entweder vom Prozessstrom abgelagert oder durch die Verwendung von hartem Wasser während der Produktion und Reinigung abgelehnt) zu entfernen. Der Phosphorsäurehalt hilft Passivierung Eisenlegierungen gegen Korrosion durch die verdünnte Salpetersäure.

Salpetersäure kann als Spot -Test für verwendet werden Alkaloide wie LSD, je nach Alkaloid eine Vielzahl von Farben.[26]

Wiederaufbereitung des Kernbrennstoffs

Salpetersäure spielt eine Schlüsselrolle in Purex und andere Wiederaufbereitung des Kernbrennstoffs Methoden, bei denen es viele auflösen kann Actinides. Die resultierenden Nitrate werden in verschiedene Komplexe umgewandelt, die selektiv reagiert und extrahiert werden können, um die Metalle voneinander zu trennen.

Sicherheit

Salpetersäure ist a ätzend Säure und eine mächtige Oxidationsmittel. Die von It erhobene Hauptgefahr ist Chemische Verbrennungenwie es ausführt Säurehydrolyse mit Proteine (Amid) und Fette (Ester), die sich folglich zersetzt lebendes Gewebe (z.B. Haut und Fleisch). Konzentrierte Salpetersäureflecken menschliche Haut Gelb aufgrund seiner Reaktion mit der Keratin. Diese gelben Flecken werden orange, wenn sie neutralisiert werden.[27] Systemische Effekte sind unwahrscheinlich, und die Substanz wird nicht als Karzinogen oder Mutagen angesehen.[28]

Die Standardbehandlung für Erste-Hilfe-Säure auf der Haut ist wie bei anderen korrosiven Wirkstoffen eine Bewässerung mit großen Wassermengen. Das Waschen wird mindestens 10–15 Minuten lang fortgesetzt, um das Gewebe, das das Säureverbrennen umgibt, zu kühlen und sekundäre Schäden zu vermeiden. Kontaminierte Kleidung wird sofort entfernt und die darunter liegende Haut gründlich gewaschen.

Als starkes Oxidationsmittel kann Salpetersäure mit vielen Verbindungen heftig reagieren.

Verwendung bei Säureangriffen

Salpetersäure ist eine der häufigsten Arten von Säure, die in verwendet werden Säureangriffe.[29]

Geschichte

Salpetersäure wird erstmals bestätigt in Pseudo-Geer's De Inventione Veritatis ("Über die Entdeckung der Wahrheit") (nach ca. 1300).[30] Es wurde auch von Werken beschrieben, die auf zugeschrieben werden Albert der Große und Ramon Pause, der es vorbereitete, indem er eine Mischung mit Niter und enthält und die Niter enthält und grünes Vitriol und nannte es "Eau Forte" (Aqua Fortis).[31][32]

Im 17. Jahrhundert, Johann Rudolf Glauber entwickelte ein Prozess, um Salpetersäure durch Destillieren von Kaliumnitrat mit Schwefelsäure zu erhalten. 1776 Antoine Lavoissier zitiert Joseph Priestley"Es arbeitet, darauf hinzuweisen, dass es aus Stickoxid (was er als" Lachluft "umgewandelt werden kann"), kombiniert mit einem ungefähr gleichen Volumen des reinsten Teils der gemeinsamen Luft und mit einer beträchtlichen Menge Wasser. "[33][a] 1785 Henry Cavendish bestimmte seine präzise Zusammensetzung und zeigte, dass sie durch das Bestehen eines Stroms von synthetisiert werden konnte elektrische Funken durch feucht Luft.[31] Im Jahr 1806, Humphry Davy berichteten über die Ergebnisse ausgedehnter destillierter Wasserelektrolysexperimente, die zu dem Schluss gekommen waren, dass am Anoden aus gelöstem atmosphärischem Stickstoffgas Salpetersäure am Anode hergestellt wurde. Er verwendete eine Hochspannungsbatterie und nicht reaktive Elektroden und Gefäße wie Goldelektrodenkegel, die sich als Gefäße verdoppelten, die durch feuchte Asbest überbrückt wurden.[34]

Die industrielle Produktion von Salpetersäure aus atmosphärischer Luft begann 1905 mit dem Birkeland -Eyde -Prozessauch als ARC -Prozess bekannt.[35] Dieser Prozess basiert auf der Oxidation des atmosphärischen Stickstoffs durch atmosphärischen Sauerstoff zu Stickoxid mit einem elektrischen Bogen mit sehr hoher Temperatur. Die Ausbeuten von bis zu ungefähr 4–5% Stickoxid wurden bei 3000 ° C und bei niedrigeren Temperaturen weniger erhalten.[35][36] Das Stickoxid wurde gekühlt und durch den verbleibenden atmosphärischen Sauerstoff zum Stickstoffdioxid oxidiert, und dies wurde anschließend in Wasser in einer Reihe von von Wasser absorbiert gepackte Säule oder Plattensäule Absorptionstürme zur Herstellung verdünnte Salpetersäure. Die ersten Türme sprudelten das Stickstoffdioxid durch Wasser und nicht reaktive Quarzfragmente. Etwa 20% der produzierten Stickstoffoxide blieben nicht umzusetzen, sodass die endgültigen Türme eine Alkali -Lösung enthielten, um den Rest zu neutralisieren.[37] Der Prozess war sehr energieintensiv und wurde durch den Ostwald -Prozess schnell vertrieben, sobald billiges Ammoniak verfügbar war.

Eine weitere frühe Produktionsmethode wurde vom französischen Ingenieur Albert Nodon um 1913 erfunden. Seine Methode erzeugte Salpetersäure aus der Elektrolyse des Calciumnitrates, die durch Bakterien aus stickstoffhaltigen Substanz in Torfgerästen umgewandelt wurde. Ein von Kalkstein umgebener Steinguttopf wurde in den Torf versunken und mit einem Schnittholz gesteckt, um ein Fach für die Kohlenstoffanode zu schaffen, um die die Salpetersäure gebildet wird. Salpetersäure wurde aus einem Steingut herausgepumpt[38] Pfeife, die auf den Boden des Topfes gesunken war. Frischwasser wurde durch ein anderes Steingutrohr in die Oberseite gepumpt, um die entfernte Flüssigkeit zu ersetzen. Das Innenraum war voller Koks. Gusseisenkatronen wurden in den Torf umgewandelt, der ihn umgab. Der Widerstand betrug etwa 3 Ohm pro Kubikmeter und die gelieferte Stromversorgung betrug etwa 10 Volt. Die Produktion aus einer Kaution betrug 800 Tonnen pro Jahr.[38][39]

Einmal der Haberprozess Für die effiziente Produktion von Ammoniak wurde 1913 eingeführt, die Produktion der Salpetersäure aus Ammoniak unter Verwendung der Ostwald -Prozess Erholte die Produktion aus dem Birkeland -Eyde -Prozess. Diese Produktionsmethode wird bis heute verwendet.

Anmerkungen

  1. ^ Er weist weiter darauf hin, dass "Lachluft" das umgekehrte oder "Salpetersäure von Luft und Wasser entzogen" ist.[33]

Verweise

  1. ^ a b c d e f g NIOSH -Taschenleitfaden für chemische Gefahren. "#0447". Nationales Institut für Arbeitssicherheit und Gesundheit (NIOSH).
  2. ^ "Salpetersäure_msds".
  3. ^ Bell, R. P. (1973), Das Proton in Chemie (2. Aufl.), Ithaca, NY: Cornell University Press
  4. ^ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemische Prinzipien 6. Aufl.. Houghton Mifflin Company. p. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
  5. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie der Elemente (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie der Elemente (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  6. ^ Dean, John (1992). Langes Handbuch der Chemie (14 ed.). McGraw-Hill. pp.2.79–2,80. ISBN 978-0-07-016194-8.
  7. ^ Luzzati, V. (1951). "Struktur Cristalline de l'Acide Nitrique Anhydre". Acta Crystallographica (auf Französisch). 4 (2): 120–131. doi:10.1107/s0365110x51000404.
  8. ^ a b Allan, D. R.; Marshall, W. G.; Francis, D. J.; Oswald, I. D. H.; Pulham, C. R.; Spanswick, C. (2010). "Die Kristallstrukturen der Niedertemperatur- und Hochdruckpolymorphen von Salpetersäure" (PDF). Dalton trans. (Eingereichtes Manuskript). 39 (15): 3736–3743. doi:10.1039/b923975h. PMID 20354626.
  9. ^ IUPAC SC-DATABASE Eine umfassende Datenbank mit veröffentlichten Daten zu Gleichgewichtskonstanten von Metallkomplexen und Liganden
  10. ^ a b c d Catherine E. Hoosecroft; Alan G. Sharpe (2008). "Kapitel 15: Die Elemente der Gruppe 15". Anorganische Chemie (3. Aufl.). Pearson. ISBN 978-0-13-175553-6.
  11. ^ Ōsawa, Eiji (Dezember 2007). "Jüngste Fortschritte und Perspektiven im einstelligen Nanodiamond". Diamant und verwandte Materialien. 16 (12): 2018–2022. Bibcode:2007drm .... 16.2018o. doi:10.1016/j.diamond.2007.08.008.
  12. ^ Sherman, Henry Clapp (2007). Methoden der organischen Analyse. Bücher lesen. p. 315. ISBN 978-1-4086-2802-7.
  13. ^ Knowles, Frank (2007). Ein praktischer Kurs in der landwirtschaftlichen Chemie. Bücher lesen. p. 76. ISBN 978-1-4067-4583-2.
  14. ^ Considine, Douglas M., ed. (1974). Enzyklopädie Chemikalie und Prozesstechnologie. New York: McGraw-Hill. pp.769–72. ISBN 978-0-07-012423-3.
  15. ^ Pubchem. "Salpetersäure". pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. Abgerufen 2020-08-03.
  16. ^ Urbanski, Tadeusz (1965). Chemie und Technologie von Sprengstoff. Oxford: Pergamon Press. S. 85–86. ISBN 978-0-08-010239-9.
  17. ^ US 6200456Harrar, Jackson E.; Quong, Roland & Rigdon, Lester P. et al. 
  18. ^ a b Thiemann, Michael; Scheibler, Erich; Wiegand, Karl Wilhelm (2000). "Salpetersäure, Salpetersäure und Stickstoffoxide". Ullmanns Enzyklopädie der Industriechemie. Weinheim: Wiley-Vch. doi:10.1002/14356007.A17_293. ISBN 978-3527306732.
  19. ^ Clark, John D (1972). Zündung!. Rutgers University Press. ISBN 978-0-8135-0725-5.
  20. ^ "Bomarc -Zusammenfassung". Billony.com. Abgerufen 2009-05-28.
  21. ^ Clesceri, Lenore S.; Greenberg, Arnold E.; Eaton, Andrew D., Hrsg. (1998). Standardmethoden zur Untersuchung von Wasser und Abwasser (20. Ausgabe). American Public Health Association, American Water Works Association, Water Environment Federation. ISBN 978-0-87553-235-6.[Seite benötigt]
  22. ^ Jewitt, Jeff (1997). Hand-angewandte Oberflächen. Taunton Press. ISBN 978-1-56158-154-2. Abgerufen 2009-05-28.
  23. ^ Muraoka, Hisashi (1995) "Siliziumwaferreinigungsflüssigkeit mit HNO3HF, HCL, Tensid und Wasser " US -Patent 5.635.463
  24. ^ Fischer, A. H.; Jacobson, K. A.; Rose, J.; Zeller, R. (1. Mai 2008). "Herstellung von Objektträgern und Deckgläser für die Mikroskopie". Cold Spring Harbor -Protokolle. 2008 (6): pdb.prot4988. doi:10.1101/pdb.prot4988. PMID 21356831.
  25. ^ Curtis, Heber D. (Februar 1911). "Methoden des Versilbungsspiegels". Veröffentlichungen der Astronomischen Gesellschaft des Pazifiks. 23 (135): 13. Bibcode:1911pasp ... 23 ... 13c. doi:10.1086/122040.
  26. ^ O’Neal, Carol L; Crouch, Dennis J; Fatah, Alim A (April 2000). "Validierung von zwölf chemischen Spot -Tests zum Nachweis von Missbrauchsmedikamenten". Forensic Science International. 109 (3): 189–201. doi:10.1016/s0379-0738 (99) 00235-2. PMID 10725655.
  27. ^ Mai, Paul (November 2007). "Salpetersäure". Abgerufen 2009-05-28.
  28. ^ "Salpetersäure: Toxikologischer Überblick". Gesundheitsschutzbehörde. Abgerufen 2011-12-07.
  29. ^ Rees, Anna (1. Oktober 2013). "Einfrieren Sie Mob ein, um das Problem von Säureangriffen hervorzuheben". Zurücksetzen. Abgerufen 25. Juni 2021.
  30. ^ Karpenko, Vladimír; Norris, John A. (2002). "Vitriol in der Geschichte der Chemie". Chemické Listy. 96 (12): 997–1005. p. 1002. Wie Karpenko & Norris bemerkt, macht die unsichere Datierung des Pseudo-Geer-Korpus (das wahrscheinlich von mehr als einem Autor verfasst wurde) das Datum, an dem Salpetersäure zuerst zuerst gleich ungewiss entdeckt wurde.
  31. ^ a b Chisholm, Hugh, hrsg. (1911). "Salpetersäure". Encyclopædia Britannica. Vol. 19 (11. Aufl.). Cambridge University Press. S. 711–712.
  32. ^ Thomas Thomson (Chemiker), Die Geschichte der Chemie (1830) Vol. 1, p. 40.
  33. ^ a b Gillispie, Charles Coulston (1960). Der Rand der Objektivität: Ein Aufsatz in der Geschichte der wissenschaftlichen Ideen. Princeton, NJ: Princeton University Press. S. 223–24. ISBN 0-691-02350-6.
  34. ^ Davy, John, ed. (1839). "Auf einigen chemischen Agenturen von Elektrizität". Die gesammelten Werke von Sir Humphry Davy. Vol. 5. S. 1–12.
  35. ^ a b Mellor, J. W. (1918). Moderne anorganische Chemie. Longmans, Green and Co. p.509.
  36. ^ Martin, Geoffrey; Barbour, William (1915). Industrielle Stickstoffverbindungen und Sprengstoff. Crosby Lockwood und Sohn. p.21.
  37. ^ Knox, Joseph (1914). Die Fixierung des atmosphärischen Stickstoffs. D. Van Nostrand Company. pp.45–50.
  38. ^ a b Dary, G. (1913). "Die Produktion von Nitraten durch direkte Elektrolyse von Torfvorkommen". London Electrical Review. 73: 1020–1021.
  39. ^ Hale, Arthur (1919). Die Herstellung von Chemikalien durch Elektrolyse. D. Van Nostrand Co. pp.30–32. Abgerufen 2019-09-15.

Externe Links