Kyselina dusičná

Z Multimediaexpo.cz

Kyselina dusičná
Systematický název	Kyselina dusičná
Registrační číslo CAS	7697-37-2
Sumární vzorec	HNO3
Molární hmotnost	63,01 g.mol-1
Teplota tání	-42 °C (231 K)
Teplota varu	83 °C (356 K)
Hustota	1,51 g/cm3 (pro cca 60% roztok)
Disociační konstanta (pKa)	-2
Rozpustnost ve vodě	mísitelná v každém poměru

Kyselina dusičná je silná minerální kyselina. Po kyselině sírové je druhou nejvýznamnější anorganickou kyselinou. Její vzorec je HNO₃. Poprvé ji připravil již kolem roku 800 arabský alchymista Geber.

Obsah 1 Fyzikální vlastnosti 2 Chemické vlastnosti 2.1 Acidické vlastnosti 2.2 Oxidační vlastnosti 2.2.1 Reakce s kovy 2.2.2 Pasivace kovu 2.2.3 Reakce s nekovy 3 Rizika 4 Výroba 5 Použití

Fyzikální vlastnosti

Čistá bezvodá kyselina dusičná (100%) je bezbarvá kapalina s hustotou 1,522 g/cm³, která při teplotě -42 °C tuhne a vytváří bílé krystaly a vře při 83 °C. Na světle a vzduchu se již za pokojové teploty rozkládá na kyslík, oxid dusičitý a vodu: 4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O Oxid dusičitý se následně rozpustí ve zbývající kyselině dusičné a začne ji zbarvovat do žluta, za vyšších teplot do červena. Čistá kyselina má tendenci vypouštět do vzduchu bezbarvý dým, u již znečištěné kyseliny se její znečištění projevuje zbarvením tohoto dýmu do červenohněda, uvolňuje se totiž oxid dusičitý. Takováto kyselina se označuje jako dýmavá kyselina dusičná, koncentrace jejího roztoku pak přesahuje 86%. Koncentrovaná kyselina dusičná je přibližně 68%, s vodou vytváří azeotropickou směs. 1 l váží přibližně 1400 g. Je nestálá, na vzduchu a světle se rozkládá na žlutohnědý jedovatý plyn, který obsahuje směs oxidů dusíku (souhrnné označení NO_x),někdy nazývaných nitrózní plyny proto se uchovává v lahvích s tmavým sklem a dvojitým uzávěrem.

Chemické vlastnosti

Kyselina dusičná je silná jednosytná kyselina a velmi silné oxidační činidlo schopné nitrovat velké množství organických sloučenin a látek.

Acidické vlastnosti

Kyselina dusičná jako typická kyselina reaguje s hydroxidy, zásadotvornými oxidy a solemi slabších kyselin za vzniku vlastních solí, dusičnanů. Až na několik výjimek neodštěpuje při reakcích s kovy vodík jako většina ostatních kyselin, namísto toho se uvolňuje jeden z oxidů dusíku. Tento jev způsobují její silné oxidační vlastnosti. Ve vodném prostředí se úplně disociuje, dochází k uvolnění anionu NO₃^- a vodíkového kationu, který však následně vytvoří oxonium: HNO₃ + H₂O → NO₃^- + H₃O⁺

Oxidační vlastnosti

Reakce s kovy

Kyselina dusičná, jak již bylo uvedeno, se řadí mezi velmi silná oxidační činidla, proto většinou při reakcích s kovy neodštěpuje vodík. Samotná kyselina reaguje s velkým množstvím kovů, výjimku představují ušlechtilé kovy, například zlato či platina, se kterými nereaguje. Tyto kovy však rozpouští ve směsi s kyselinou chlorovodíkovou, která se nazývá lučavka královská. Základní pravidlo je takové, že při reakci koncentrované kyseliny se uvolňuje oxid dusičitý:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Při reakci zředěné kyseliny se uvolňuje oxid dusnatý:

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Existují však i výjimky, například dochází k uvolnění vodíku či oxidu dusného.

Pasivace kovu

Některé kovy, například chrom, hliník, železo apod. se rozpouštějí ve zředěné kyselině dusičné, zatímco koncentrovaná kyselina při reakci s takovýmto kovem vytvoří na povrchu kovu ochranou vrstvu oxidu, tj. ochranné vrstvy, která zabraňuje dalšímu průběhu reakce. Tento jev se označuje jako pasivace kovu.

Reakce s nekovy

Reakce kyseliny dusičné s nekovy s výjimkou křemíku a halogenů probíhají za vzniku oxidu dusíku, vody, ale ne soli kyseliny, jako u kovů, ale za vzniku oxidu nekovu na nejvyšším oxidačním stupni tohoto prvku. Například při reakci koncentrované kyseliny dusičné s uhlíkem se uvolňuje oxid dusičitý (viz reakce s kovy) a zároveň oxid uhličitý:

C + 4HNO₃ → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Při reakci zředěné kyseliny dusičné s uhlíkem dochází opět ke vzniku oxidu uhličitého, ale již nevzniká oxid dusičitý, ale oxid dusnatý:

3C + 4HNO₃ → 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

Rizika

Kyselina dusičná je nebezpečná oxidující žíravina, poškozuje pokožku a sliznice, nebezpečné jsou i její výpary. Poleptání se projevuje charakteristickým zežloutnutím zasažených míst, což je důsledek reakce s bílkovinami.

Výroba

Průmyslově se kyselina dusičná vyrábí oxidací amoniaku (čpavku) za katalýzy kovovou platinou za zvýšené teploty a tlaku:

1. 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O
2. 2 NO + O₂ → 2 NO₂
3. 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO

Poslední reakce vyjadřuje sumárně mnohem složitější děj, ve skutečnosti totiž při reakci oxidu dusičitého s vodou vzniká kromě kyseliny dusičné ještě kyselina dusitá, neuvolňuje se však již oxid dusnatý, ten vzniká až za následného rozkladu nestálé kyseliny dusité. Vzniklý oxid se následně opět zoxiduje na vyšší stupeň a opět vbíhá do reakce, až do té doby, než se veškerý oxid dusičitý přemění na kyselinu dusičnou:

1. 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂
2. 3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O

Výroba kyseliny dusičné s větší koncentrací však probíhá trochu jinak, takováto kyselina se připravuje za reakce oxidu dusičitého s vodou a kyslíkem pod tlakem 50 atm, v podstatě se jedná o reakci protichůdnou k rozkladu kyseliny na vzduchu a světle: 4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃ Laboratorní příprava se většinou provádí jako vytěsnění z dusičnanu draselného, případně dusičnanu sodného pomocí kyseliny sírové a následnou destilací.

Použití

Kyselina dusičná má velké upotřebení v průmyslu. Používá se například k výrobě výbušnin pomocí nitrace, dusíkatých hnojiv, barviv a laků, léků a různých organických sloučenin. V chemickém průmyslu, laboratořích a raketové technice se používá jako okysličovadlo.

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu Kyselina dusičná

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii