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Acido nitrico

Proprietà e caratteristiche dell'acido nitrico

L'acido nitrico è un acido ternario con formula chimica HNO3.

E' un acido noto da moltissimo tempo (aqua fortis o aqua valens degli alchimisti) è del XII secolo la prima descrizione scritta (nel De inventione veritatis) di un suo metodo di preparazione.

L'acido nitrico anidro è un liquido incolore, di limitata stabilità, dato che, sotto l'azione della luce o del calore, si decompone.

Struttura di Lewis dell'acido nitrico

Studi di diffrazione elettronica in fase vapore sulla molecola dell'acido nitrico hanno messo in evidenza la struttura planare della molecola.

I legami covalenti N-O, disposti tra loro secondo un angolo di 130°, sono asimmetrici rispetto al legame N-OH.

Lewis

Questa asimmetria si riduce nella molecola dell'acido nitrico solido (dove due gruppi N-O hanno lunghezza di legame pari a 1,24 Å e l'altro pari a 1,30 Å), e scompare completamente nello ione nitrato NO3-, dove le distanza N-O sono tutte di 1,218 Å.

Nella molecola vi è risonanza:

struttura di Lewis dell'acido nitrico

Struttura 3D

struttura

Proprietà fisiche dell'acido nitrico

L'acido nitrico anidro è un liquido incolore, di limitata stabilità, dato che, sotto l'azione della luce o del calore, si decompone secondo l'equazione di reazione:

2 HNO3 <==> 2 NO2 + ½ O2 + H2O

la cui costante di equilibrio vale Kp = 6,9 · 10-5.

L'acido nitrico è miscibile con l'acqua in tutte le proporzioni.

Sottoponendo ad ebollizione a pressione ordinaria qualunque miscela HNO3-H2O, questa emette vapori con una composizione tale da portare la fase liquida alla concentrazione azeotropica del 68,4% HNO3.

L'ottenimento di acido nitrico più concentrato del 68,4% a partire da soluzioni diluite è pertanto possibile solo ricorrendo ad operazioni diverse dalla semplice distillazione.

In soluzione concentrata (> 68,4%) HNO3 emette vapori rossastri di diossido di azoto (NO2); in queste condizioni l'acido nitrico viene denominato come acido nitrico fumante.

Proprietà chimiche dell'acido nitrico

Nelle soluzioni acquose diluite l'acido nitrico è completamente dissociato in ioni H+ e NO3-

HNO3 <==> H+ + NO3-

mentre nelle soluzioni molto concentrate la dissociazione avviene secondo lo schema:

2 HNO3 <==> H2NO3+ + NO3-

La formazione dello ione nitronio H2NO3+ (ione NO2+ solvatato) spiega il comportamento come base dell'acido nitrico nei confronti di altri acidi forti (per esempio, con l'acido perclorico si ottiene il perclorato di nitronio come prodotto cristallino), ed è alla base del meccanismo di nitrazione dei composti organici aromatici da parte delle miscele nitro-solforiche.

L'acido nitrico è caratterizzato da una forte capacità ossidante; questa è maggiore nelle soluzioni più acide come può vedersi dal confronto dei potenziali di ossido-riduzione relativi ai seguenti equilibri:

potenziale riduzione

Tutti i metalli ad eccezione del platino, del rodio, dell'iridio e dell'oro sono sciolti dall'acido nitrico con velocità dipendente dalla concentrazione dell'acido, a parità delle altre circostanze come temperatura, stato di suddivisione del metallo, presenza di impurezze, ecc.

In alcuni casi però, per soluzioni dell'acido molto concentrate la velocità di reazione si riduce drasticamente. Questo è per esempio il caso dell'alluminio, che resiste bene all'acido di concentrazione superiore al 95%, mentre è rapidamente attaccato dall'acido diluito.

L'interazione tra acido nitrico e metallo è sempre legata a fenomeni di ossidazione, ed in molti casi la pellicola d'ossido superficiale provocata dal contatto con acido concentrato, è talmente aderente ed impermeabile da consentire la resistenza del metallo così trattato anche nei confronti di un acido più diluito: questo fenomeno è noto come passivazione.

Il decorso della reazione tra acido nitrico e metallo, dal punto di vista del grado di riduzione che l'acido subisce, dipende dalla natura del metallo; per esempio, metalli come il rame, il mercurio, l'argento riducono l'anione NO3- ad ossido di azoto (NO); altri metalli come zinco e stagno lo riducono fino ad ammoniaca. Le rispettive reazioni possono scriversi nel seguente modo:

8 H+ + 2 NO3- + 3 Cu → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O

10 H+ + NO3- + 4 Zn → 4 Zn2+ + 2 NH4+ + 3 H2O

In generale, la prima delle due reazioni è tipica dei metalli a potenziale standard negativo, la seconda reazione è tipica dei metalli a potenziale standard positivo.

Alcune sostanze come l'acido fluoridrico e l'acido cloridrico esaltano l'aggressività dell'acido nitrico nei confronti di tutti i materiali metallici; la miscela HNO3-HCl è infatti nota come acqua regia per la capacità di disciogliere i metalli nobili.

Produzione dell'acido nitrico

La produzione industrile dell'acido nitrico si basa sul processo di combustione dell'ammoniaca (processo Ostwald).

In laboratorio l'acido nitrico può essere ottenuto per azione dell'acido solforico sul nitrato di sodio:

2 NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HNO3

Applicazioni dell'acido nitrico

Importanti applicazioni industriali dell'acido nitrico si hanno nella produzione della nitroglicerina e del nitrato di cellulosa; l'acido nitrico viene utilizzato anche nella nitrazione del benzene e del toluene e nell'ossidazione delle miscele di cicloesanolo e cicloesanone ad acido adipico, intermedio di base per la produzione del nylon 6,6 (tipo di nylon).

L'utilizzo più importante dell'acido nitrico HNO3 riguarda però la sintesi del nitrato di ammonio, usato nella produzione dei fertilizzanti.

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