Acido nitrico

L’acido nitrico HNO3 ( peso molecolare 63.10 u.m.a.) è un acido minerale forte e si presenta liquido a temperatura ambiente, incolore , instabile, che fuma all’aria. In soluzione concentrata ( > 68% m/m) viene detto fumante in quanto tende a rilasciare vapori rossastri di diossido di azoto.

E’ un energico ossidante, ossida e scioglie tutti i metalli tranne platino, iridio, rodio, tantalio e titanio. Il ferro, il cromo, l’allumino e il nichel vengono attaccati con formazione di una pellicola di ossido protettore che li passiva.

In miscela con l’acido cloridrico forma l’acqua regia, nota per sciogliere l’oro, che è in equilibrio secondo la reazione:

HNO3 + 3 HCl ⇌ 2 H2O + NOCl + Cl2

I non metalli vengono trasformati dall’acido nitrico nei corrispondenti acidi ossigenati.

Le sostanze organiche vengono ossidate o trasformate in nitrocomposti, l’aldeide formica e l’acido formico sono ossidati a CO2 + H2O, gli idrocarburi aromatici sono trasformati in nitroderivati.

L’acido nitrico viene preparato secondo la reazione:

NH3 + 5 O2 → HNO3 + H2O

La reazione avviene in tre stadi:

1) combustione dell’ammoniaca con aria:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O + 214 kcal

2) ossidazione con aria del monossido di azoto formato:

2 NO + O2 → 2 NO2 + 27.1 kcal

3) reazione tra il biossido di azoto e acqua:

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO + 33.2 kcal

Per quanto attiene il primo stadio della reazione l’ossidazione di NH3 è un caso di catalisi eterogenea influenzato da vari fattori. Le reazioni che avvengono nella miscela gassosa che attraversa il catalizzatore ( Pt puro o in lega con Rh) possono essere così schematizzate:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O + 214 kcal  (1)

2 NH3 → N2 + 3 H2  – 22.1 kcal  (2)

2 NO → N2 + O2 + 43.1 kcal  (3)

4 NH3 + 6 NO → 5 N2 + 6 H2O + 476.4 kcal  (4)

4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O + 302.8 kcal  (5)

L’azione catalitica del platino rende preponderante la reazione (1) rispetto alle altre che sono reazioni parassite. Si raggiungono rese di combustione superiori al 95% impiegando platino in forma di rete la cui superficie sia resa rugosa da uno strato di spugna di platino

Per quanto riguarda l’ossidazione con aria del monossido di azoto formato che costituisce il secondo stadio della reazione di sintesi dell’acido nitrico si deve tenere conto dell’influenza della temperatura. L’equilibrio

3 NO2 + H2O ⇌ 2 HNO3 + NO + 33.2 kcal

è spostato totalmente a destra solo sotto i 170 °C mentre a 400 °C ha una resa del 56% e a 600 °C è spostato completamente a sinistra.

L’ultimo stadio della reazione è quello più complesso: NO2 viene inviato in una torre di assorbimento dove dall’alto è introdotta acqua e dal basso si estrae acido nitrico concentrato al 55% o al 61% a seconda che si operi a pressione atmosferica o sotto pressione.

Poiché il sistema H2O – HNO3 forma un azeotropo è impossibile ottenere HNO3 a una concentrazione maggiore del 68%.

L’acido nitrico è fortemente corrosivo, penetra nei tessuti con i quali viene a contatto determinando una distruzione proporzionale alla concentrazione dell’acido e al tempo di contatto. Caratteristica è la colorazione della pelle giunta a contatto con l’acido nitrico dovuta alla reazione xantoproteica.

Author: Chimicamo

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