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Articulo de referencia

Ácido nítrico

\n| Odor = Acrid, suffocating \n| Density = 1.51 g/cm 3 , 1.41 g/cm 3 [68% w/w]\n| Solubility = Miscible\n| MeltingPtC = -42\n| BoilingPtC = 83\n| BoilingPt_notes = 68% solution...

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El ácido nítrico es un compuesto inorgánico con la fórmula H₃NO₃ . Es un ácido mineral altamente corrosivo . [ 6 ] El compuesto es incoloro, pero las muestras tienden a adquirir un tono amarillento con el tiempo debido a su descomposición en óxidos de nitrógeno . La mayoría del ácido nítrico disponible comercialmente tiene una concentración del 68% en agua. Cuando la solución contiene más del 86% de HNO₃ , se denomina ácido nítrico fumante . Dependiendo de la cantidad de dióxido de nitrógeno presente, el ácido nítrico fumante se clasifica además como ácido nítrico fumante rojo a concentraciones superiores al 86%, o ácido nítrico fumante blanco a concentraciones superiores al 95%.

El ácido nítrico es el principal reactivo utilizado en la nitración , que consiste en la adición de un grupo nitro , generalmente a una molécula orgánica . Si bien algunos de los compuestos nitro resultantes son explosivos sensibles a los golpes y al calor , algunos son lo suficientemente estables como para usarse en municiones y demoliciones, mientras que otros son aún más estables y se utilizan como colorantes sintéticos y medicamentos (por ejemplo, metronidazol ). El ácido nítrico también se usa comúnmente como un potente agente oxidante .

Historia

alquimia medieval

Se presume generalmente que el descubrimiento de ácidos minerales como el ácido nítrico se remonta a la alquimia europea del siglo XIII . [ 7 ] La opinión convencional es que el ácido nítrico fue descrito por primera vez en la obra De inventione veritatis ("Sobre el descubrimiento de la verdad") de pseudo-Geber, posterior a c . 1300. [ 8 ]

Sin embargo, según Eric John Holmyard y Ahmad Y. al-Hassan , el ácido nítrico también se menciona en varias obras árabes anteriores , como el Ṣundūq al-ḥikma ("Cofre de la Sabiduría") atribuido a Jabir ibn Hayyan (siglo VIII) o el Taʿwīdh al-Ḥākim atribuido al califa fatimí al-Hakim bi-Amr Allah (985-1021). [ 9 ]

La receta en el Ṣundūq al-ḥikma atribuido a Jabir ha sido traducida de la siguiente manera: [ 10 ] [ 11 ]

Toma cinco partes de flores de salitre puro , tres partes de vitriolo de Chipre y dos partes de alumbre de Yemen . Muélelas bien, por separado, hasta que queden como polvo y colócalas en un matraz. Tapa el matraz con una fibra de palma y coloca un recipiente de vidrio. Luego, invierte el aparato y calienta la parte superior (es decir, el matraz que contiene la mezcla) a fuego lento. Debido al calor, descenderá un aceite similar a la mantequilla de vaca.

El ácido nítrico también se encuentra en obras posteriores a 1300, erróneamente atribuidas a Alberto Magno y Ramón Llull (ambos del siglo XIII). Estas obras describen la destilación de una mezcla que contiene nitrato y vitriolo verde , a la que llaman agua fuerte (aqua fortis). [ 12 ] [ 13 ] [ 14 ]

era moderna

En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber ideó un proceso para obtener ácido nítrico destilando nitrato de potasio con ácido sulfúrico. En 1776, Antoine Lavoisier citó el trabajo de Joseph Priestley para señalar que se puede convertir a partir de óxido nítrico (al que llama "aire nitroso"), "combinado con un volumen aproximadamente igual de la parte más pura del aire común y con una cantidad considerable de agua". [ 15 ] [ a ] ​​En 1785, Henry Cavendish determinó su composición precisa y demostró que se podía sintetizar haciendo pasar una corriente de chispas eléctricas a través de aire húmedo . [ 12 ] En 1806, Humphry Davy informó sobre los resultados de extensos experimentos de electrólisis de agua destilada, concluyendo que el ácido nítrico se producía en el ánodo a partir de nitrógeno gaseoso atmosférico disuelto. Utilizó una batería de alto voltaje y electrodos y recipientes no reactivos, como conos de electrodos de oro que también servían como recipientes unidos por amianto húmedo. [ 16 ]

La producción industrial de ácido nítrico a partir del aire atmosférico comenzó en 1905 con el proceso Birkeland-Eyde , también conocido como proceso de arco. [ 17 ] Este proceso se basa en la oxidación del nitrógeno atmosférico por el oxígeno atmosférico a óxido nítrico con un arco eléctrico de muy alta temperatura. Se obtuvieron rendimientos de hasta aproximadamente 4-5% de óxido nítrico a 3000  °C, y menores a temperaturas más bajas. [ 17 ] [ 18 ] El óxido nítrico se enfriaba y oxidaba por el oxígeno atmosférico restante a dióxido de nitrógeno, que posteriormente se absorbía en agua en una serie de torres de absorción de columna de relleno o de placas para producir ácido nítrico diluido. Las primeras torres burbujeaban el dióxido de nitrógeno a través de agua y fragmentos de cuarzo no reactivos. Alrededor del 20% de los óxidos de nitrógeno producidos permanecían sin reaccionar, por lo que las torres finales contenían una solución alcalina para neutralizar el resto. [ 19 ] El proceso era muy intensivo en energía y fue rápidamente reemplazado por el proceso Ostwald una vez que se dispuso de amoníaco barato.

Otro método de producción primitivo fue inventado por el ingeniero francés Albert Nodon alrededor de 1913. Su método producía ácido nítrico mediante la electrólisis del nitrato de calcio, convertido por bacterias a partir de materia nitrogenada en turberas. Se excavaba un pozo en la turba y se recubría con estacas de madera alquitranadas alrededor de los lados. En este pozo se colocaba un recipiente de barro poroso, rodeado de piedra caliza triturada. El interior se llenaba con coque alrededor de un ánodo de grafito. El ácido nítrico se bombeaba a través de un tubo de vidrio sumergido casi hasta el fondo del recipiente, mientras que se bombeaba agua fresca por la parte superior a través de otro tubo de vidrio para reemplazar el fluido extraído. Los cátodos de hierro fundido se hundían en la turba circundante. La resistencia era de aproximadamente 3 ohmios por metro cúbico y la potencia suministrada era de unos 10 voltios. Se estimaba que la producción de un depósito de una hectárea, de 6,5 pies de profundidad, superaba las 600 toneladas anuales. [ 20 ] [ 21 ]

Tras la introducción del proceso Haber para la producción eficiente de amoníaco en 1913, la producción de ácido nítrico a partir de amoníaco mediante el proceso Ostwald superó a la producción obtenida con el proceso Birkeland-Eyde. Este método de producción se sigue utilizando en la actualidad.

Propiedades físicas y químicas

El ácido nítrico comercial es un azeótropo con agua a una concentración de 68 % de HNO₃ . Esta solución tiene un punto de ebullición de 120,5 °C (248,9 °F) a 1 atm (100 kPa; 15 psi) . Se conoce como «ácido nítrico concentrado». El azeótropo de ácido nítrico y agua es un líquido incoloro a temperatura ambiente.     

Se conocen dos hidratos sólidos: el monohidrato HNO 3 · H 2 O o nitrato de oxonio [ H 3 O] + [ NO 3 ] − y el trihidrato HNO 3 · 3H 2 O .

En ocasiones se observa una escala de densidad más antigua, donde el ácido nítrico concentrado se especifica como 42 Baumé . [ 22 ] 

Contaminación con dióxido de nitrógeno

Ácido nítrico fumante contaminado con dióxido de nitrógeno amarillo

El ácido nítrico es susceptible a la descomposición térmica o lumínica y por esta razón a menudo se almacenaba en botellas de vidrio marrón:

4 HNO 3 → 2 H 2 O + 4 NO 2 + O 2

Esta reacción puede dar lugar a variaciones no despreciables en la presión de vapor por encima del líquido, debido a que los óxidos de nitrógeno producidos se disuelven parcial o totalmente en el ácido.

El dióxido de nitrógeno ( NO₂ ) y/o el tetróxido de dinitrógeno ( N₂O₄ ) permanecen disueltos en el ácido nítrico , tiñéndolo de amarillo o incluso rojo a temperaturas elevadas. Mientras que el ácido puro tiende a desprender humos blancos al exponerse al aire, el ácido con dióxido de nitrógeno disuelto desprende vapores de color marrón rojizo, lo que da lugar a los nombres comunes de "ácido nítrico fumante rojo" y "ácido nítrico fumante blanco". Los óxidos de nitrógeno ( NOₓ ) son solubles en ácido nítrico.

ácido nítrico fumante

El ácido nítrico fumante de grado comercial contiene un 98 % de HNO₃ y tiene una densidad de 1,50 g/cm³ . Este grado se utiliza frecuentemente en la industria de explosivos. No es tan volátil ni tan corrosivo como el ácido anhidro y tiene una concentración aproximada de 21,4 M.  

El ácido nítrico fumante rojo , o RFNA, contiene cantidades sustanciales de dióxido de nitrógeno disuelto ( NO₂ ), lo que le confiere a la solución un color marrón rojizo. La presencia de dióxido de nitrógeno disuelto aumenta la densidad del ácido acuoso y anhidro. [ 23 ] El ácido nítrico anhidro que contiene un 25 % de NO₂ tiene una densidad de alrededor de 1,60 g/cm³ , mientras que la densidad es menor en mezclas que contienen agua. [ 24 ] La densidad máxima del ácido nítrico anhidro se alcanza con un 40 % (p/p) de NO₂ . [ 25 ] [ 26 ] 

Se puede preparar ácido nítrico fumante inhibido , ya sea ácido nítrico fumante inhibido blanco (IWFNA) o ácido nítrico fumante inhibido rojo (IRFNA), mediante la adición de 0,6 a 0,7 % de fluoruro de hidrógeno (HF). Este fluoruro se añade para mejorar la resistencia a la corrosión en tanques metálicos. El fluoruro crea una capa de fluoruro metálico que protege el metal. [ 27 ]

Ácido nítrico anhidro

El ácido nítrico fumante blanco, ácido nítrico puro o WFNA, es muy similar al ácido nítrico anhidro. Está disponible como ácido nítrico al 99,9% por ensayo, o aproximadamente 24 molar . Una especificación para el ácido nítrico fumante blanco es que tiene un máximo de 2% de agua y un máximo de 0,5% de NO₂ disuelto . El ácido nítrico anhidro es un líquido incoloro, de baja viscosidad (móvil) con una densidad de 1,512 – 3 g/cm³ que se solidifica a −42 °C (−44 °F) para formar cristales blancos. [ 28 ] Su viscosidad dinámica en condiciones estándar es de 0,76 mPa ·s. [ 29 ] Al descomponerse en NO₂ y agua, obtiene un tinte amarillo. Hierve a 83 °C (181 °F) . Normalmente se almacena en una botella de vidrio ámbar irrompible con el doble de volumen de espacio libre para permitir la acumulación de presión, pero incluso con esas precauciones, la botella debe ventilarse mensualmente para liberar la presión.       

Estructura y enlaces

Dos representaciones de resonancia principales del HNO3

Los dos enlaces N–O terminales son casi equivalentes y relativamente cortos, de 1,20 y 1,21 Å. [ 30 ] Esto puede explicarse mediante teorías de resonancia ; las dos formas canónicas principales muestran cierto carácter de doble enlace en estos dos enlaces, lo que hace que sean más cortos que los enlaces simples N–O . El tercer enlace N–O se alarga porque su átomo de O está unido a un átomo de H, [ 31 ] [ 32 ] con una longitud de enlace de 1,41 Å en fase gaseosa. [ 30 ] La molécula es ligeramente aplanar (los planos NO 2 y NOH están inclinados entre sí 2°) y hay una rotación restringida alrededor del enlace simple N–OH. [ 6 ] [ 33 ]

Reacciones

Propiedades ácido-base

El ácido nítrico se considera normalmente un ácido fuerte a temperatura ambiente. Existe cierta controversia sobre el valor de la constante de disociación ácida, aunque el valor de pKa suele ser inferior a -1. Esto significa que el ácido nítrico en solución diluida se disocia completamente , excepto en soluciones extremadamente ácidas. El valor de pKa aumenta a 1 a una temperatura de 250 °C. [ 34 ] 

El ácido nítrico puede actuar como una base con respecto a un ácido como el ácido sulfúrico :

HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ [ NO 2 ] + + [ H 3 O] + + 2 HSO − 4 ;
 Constante de equilibrio : K ≈ 22

El ion nitronio , [ NO₂ ] ⁺ , es el reactivo activo en las reacciones de nitración aromática . Dado que el ácido nítrico posee propiedades tanto ácidas como básicas, puede sufrir una reacción de autoprotólisis, similar a la autoionización del agua :

2 HNO 3 ⇌ [ NO 2 ] + + NO − 3 + H 2 O

Reacciones con metales

El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales, pero los detalles dependen de la concentración del ácido y la naturaleza del metal. El ácido nítrico diluido se comporta como un ácido típico en su reacción con la mayoría de los metales. El magnesio , el manganeso y el zinc liberan H₂ .

Mg + 2 HNO 3 → Mg(NO 3 ) 2 + H 2
Mn + 2 HNO 3 → Mn(NO 3 ) 2 + H 2
Zn + 2 HNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 + H 2

El ácido nítrico puede oxidar metales no reactivos como el cobre y la plata . Con estos metales no reactivos o menos electropositivos, los productos dependen de la temperatura y la concentración del ácido. Por ejemplo, el cobre reacciona con ácido nítrico diluido a temperatura ambiente con una estequiometría de 3:8:

3 Cu + 8 HNO 3 → 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

El óxido nítrico producido puede reaccionar con el oxígeno atmosférico para dar dióxido de nitrógeno . Con ácido nítrico más concentrado, el dióxido de nitrógeno se produce directamente en una reacción con estequiometría 1:4:

Cu + 4 H + + 2 NO − 3 → Cu 2+ + 2 NO 2 + 2 H 2 O

Al reaccionar con ácido nítrico, la mayoría de los metales dan los nitratos correspondientes . Algunos metaloides y metales dan óxidos ; por ejemplo , Sn , As , Sb y Ti se oxidan a SnO₂ , As₂O₅ , Sb₂O₅ y TiO₂ respectivamente . [ 35 ]

Algunos metales preciosos , como el oro puro y los metales del grupo del platino, no reaccionan con el ácido nítrico, aunque el oro puro sí reacciona con el agua regia , una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido clorhídrico . Sin embargo, algunos metales menos nobles ( Ag , Cu , etc.) presentes en ciertas aleaciones de oro con bajo contenido de oro, como el oro de color, pueden oxidarse y disolverse fácilmente con ácido nítrico, lo que provoca cambios de color en la superficie de la aleación. El ácido nítrico se utiliza en joyerías como un método económico para detectar rápidamente aleaciones con bajo contenido de oro (<  14 quilates ) y para evaluar con rapidez la pureza del oro.

Al ser un potente agente oxidante, el ácido nítrico reacciona con muchos compuestos no metálicos, a veces de forma explosiva. Dependiendo de la concentración del ácido, la temperatura y el agente reductor involucrado, los productos finales pueden variar. La reacción se produce con todos los metales, excepto los metales nobles y ciertas aleaciones . Por regla general, las reacciones de oxidación ocurren principalmente con el ácido concentrado, favoreciendo la formación de dióxido de nitrógeno ( NO₂ ). Sin embargo, las potentes propiedades oxidantes del ácido nítrico son de naturaleza termodinámica , pero a veces sus reacciones de oxidación no son cinéticamente favorables. La presencia de pequeñas cantidades de ácido nitroso ( HNO₂ ) aumenta considerablemente la velocidad de reacción. [ 35 ]

Aunque el cromo (Cr), el hierro (Fe) y el aluminio (Al) se disuelven fácilmente en ácido nítrico diluido, el ácido concentrado forma una capa de óxido metálico que protege la mayor parte del metal de una mayor oxidación. La formación de esta capa protectora se denomina pasivación . [ 35 ] Las concentraciones típicas de pasivación oscilan entre el 20 % y el 50 % en volumen. [ 36 ] Los metales que se pasivan con ácido nítrico concentrado son el hierro , el cobalto , el cromo , el níquel y el aluminio . [ 35 ]

Reacciones con no metales

Al ser un potente ácido oxidante , el ácido nítrico reacciona con muchos materiales orgánicos, y estas reacciones pueden ser explosivas. El grupo hidroxilo suele sustraer un átomo de hidrógeno de la molécula orgánica para formar agua, y el grupo nitro restante ocupa su lugar. La nitración de compuestos orgánicos con ácido nítrico es el método principal de síntesis de muchos explosivos comunes, como la nitroglicerina y el trinitrotolueno (TNT). Dado que pueden formarse numerosos subproductos poco estables, estas reacciones deben controlarse térmicamente con precisión y los subproductos deben eliminarse para aislar el producto deseado.

La reacción con elementos no metálicos, con la excepción del nitrógeno, el oxígeno, los gases nobles , el silicio y los halógenos distintos del yodo, generalmente los oxida a sus estados de oxidación más altos como ácidos, con la formación de dióxido de nitrógeno en el caso de ácidos concentrados y óxido nítrico en el caso de ácidos diluidos.

C (grafito) + 4 HNO 3 → CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O
3 C (grafito) + 4 HNO 3 → 3 CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O

El ácido nítrico concentrado oxida I₂ , P₄ y S₈ a HIO₃ , H₃PO₄ y H₂SO₄ , respectivamente . [ 35 ] Aunque reacciona con el grafito y el carbono amorfo , no reacciona con el diamante; puede separar el diamante del grafito que oxida . [ 37 ]

Prueba xantoproteica

El ácido nítrico reacciona con las proteínas para formar productos nitrados amarillos. Esta reacción se conoce como reacción xantoproteica . Esta prueba se lleva a cabo añadiendo ácido nítrico concentrado a la sustancia que se está analizando y calentando la mezcla. Si hay proteínas que contienen aminoácidos con anillos aromáticos , la mezcla se vuelve amarilla. Al añadir una base como el amoníaco , el color se vuelve naranja. Estos cambios de color son causados ​​por los anillos aromáticos nitrados en la proteína. [ 38 ] [ 39 ] El ácido xantoproteico se forma cuando el ácido entra en contacto con las células epiteliales . Los cambios de color locales en la piel son indicativos de precauciones de seguridad inadecuadas al manipular ácido nítrico.

Producción

La producción industrial de ácido nítrico utiliza el proceso Ostwald . Los procesos combinados de Ostwald y Haber son extremadamente eficientes, ya que solo requieren aire y gas natural como materias primas . [ 40 ]

La innovación técnica del proceso Ostwald crea las condiciones adecuadas bajo las cuales el amoníaco anhidro se quema para producir óxido nítrico (NO) en lugar de dinitrógeno ( N₂ ). [ 40 ] [ 41 ] El óxido nítrico se oxida luego, a menudo con oxígeno atmosférico , a dióxido de nitrógeno ( NO₂ ) :

2 NO + O 2 → 2 NO 2

El dióxido se desproporciona entonces en agua en ácido nítrico y en la materia prima de óxido nítrico:

3 NO 2 + H 2 O → 2 HNO 3 + NO

La reacción neta es la oxidación máxima del amoníaco:

NH 3 + 2 O 2 → HNO 3 + H 2 O

Los óxidos de nitrógeno disueltos se eliminan (en el caso del ácido nítrico fumante blanco) o permanecen en solución para formar ácido nítrico fumante rojo .

Las soluciones de ácido nítrico de grado comercial suelen tener una concentración de entre el 52 % y el 68 % de ácido nítrico en masa, la concentración máxima destilable. Se puede lograr una deshidratación adicional hasta el 98 % con H₂SO₄ concentrado . [ 40 ] [ 42 ] Históricamente , también se producían concentraciones de ácido más altas disolviendo dióxido de nitrógeno adicional en el ácido, pero la última planta en los Estados Unidos dejó de utilizar ese proceso en 2012. [ 42 ]

Más recientemente, se han desarrollado métodos electroquímicos para producir ácido anhidro a partir de materia prima de ácido nítrico concentrado. [ 43 ]

Síntesis de laboratorio

Abundan las síntesis de ácido nítrico a escala de laboratorio. La mayoría se inspiran en las técnicas industriales.

Una amplia variedad de sales de nitrato reaccionan por metátesis con ácido sulfúrico ( H₂SO₄ ) , por ejemplo, el nitrato de sodio :

NaNO₃ + H₂SO₄ → HNO₃ + NaHSO₄​​​

La destilación a 83 °C, punto de ebullición del ácido nítrico,  separa el residuo sólido de sal metálica. [ 32 ] La solución ácida resultante es el azeótropo al 68,5 %, y puede concentrarse aún más (como en la industria) con ácido sulfúrico o nitrato de magnesio . [ 42 ]

Alternativamente, la descomposición térmica del nitrato de cobre(II) produce dióxido de nitrógeno y gases de oxígeno; estos se hacen pasar luego a través de agua o peróxido de hidrógeno [ 44 ] como en el proceso de Ostwald:

2 Cu(NO 3 ) 2 → 2 CuO + 4 NO 2 + O 2
2 NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3  o 2 NO 2 + H 2 O 2 → 2 HNO 3 

Usos

Ácido nítrico en un laboratorio

El principal uso industrial del ácido nítrico es la producción de fertilizantes . El ácido nítrico se neutraliza con amoníaco para obtener nitrato de amonio . Esta aplicación consume entre el 75 % y el 80 % de los 26 millones de toneladas producidas anualmente (1987). Otras aplicaciones importantes son la producción de explosivos, precursores de nailon y compuestos orgánicos especiales. [ 45 ]

Precursor de compuestos orgánicos nitrogenados

En la síntesis orgánica , tanto industrial como de otro tipo, el grupo nitro es un grupo funcional versátil . Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico introduce un sustituyente nitro en diversos compuestos aromáticos mediante sustitución aromática electrofílica . Muchos explosivos, como el TNT , se preparan de esta manera:

C 6 H 5 CH 3 + 3 HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2 ) 3 CH 3 + 3 H 2 O

Tanto el ácido sulfúrico concentrado como el óleum absorben el exceso de agua.

H₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂SO₄​​​​​​​​​

El grupo nitro se puede reducir para dar un grupo amina , lo que permite la síntesis de compuestos de anilina a partir de varios nitrobencenos :

Utilizar como oxidante

El precursor del nylon , el ácido adípico , se produce a gran escala mediante la oxidación del "aceite KA" —una mezcla de ciclohexanona y ciclohexanol— con ácido nítrico. [ 45 ]

propulsor de cohete

El ácido nítrico se ha utilizado en diversas formas como oxidante en cohetes de combustible líquido . Estas formas incluyen ácido nítrico fumante rojo, ácido nítrico fumante blanco, mezclas con ácido sulfúrico y estas formas con inhibidor de HF. [ 27 ] El IRFNA ( ácido nítrico fumante rojo inhibido ) fue uno de los tres componentes de combustible líquido para el misil BOMARC . [ 46 ]

Usos específicos

Procesamiento de metales

El ácido nítrico se puede utilizar para convertir metales en formas oxidadas, como el cobre en nitrato cúprico . También se puede usar en combinación con ácido clorhídrico como agua regia para disolver metales nobles como el oro (como ácido cloroáurico ). Estas sales se pueden usar para purificar oro y otros metales con una pureza superior al 99,9% mediante procesos de recristalización y precipitación selectiva . Su capacidad para disolver selectivamente ciertos metales o para actuar como disolvente de muchas sales metálicas lo hace útil en los procesos de separación del oro .

Reactivo analítico

En el análisis elemental mediante ICP-MS , ICP-AES , GFAA y Flame AA, se utiliza ácido nítrico diluido (0,5–5,0 %) como compuesto matriz para determinar trazas de metales en soluciones. [ 47 ] Se requiere ácido de grado para análisis de metales traza ultrapuro para dicha determinación, ya que pequeñas cantidades de iones metálicos podrían afectar el resultado del análisis.

También se utiliza habitualmente en el proceso de digestión de muestras de agua turbia, lodos, sólidos y otros tipos de muestras especiales que requieren análisis elemental mediante ICP-MS , ICP-OES , ICP-AES , GFAA y espectroscopia de absorción atómica de llama. Normalmente , estas digestiones emplean una solución al 50 % de HNO₃ comercial mezclada con agua desionizada tipo 1.

En electroquímica , el ácido nítrico se utiliza como agente dopante químico para semiconductores orgánicos y en procesos de purificación de nanotubos de carbono en bruto .

carpintería

En baja concentración (aproximadamente 10%), el ácido nítrico se usa a menudo para envejecer artificialmente el pino y el arce . El color resultante es un gris dorado muy parecido al de la madera muy antigua con acabado de cera o aceite ( acabado de madera ). [ 48 ]

Agente de grabado y limpieza

Los efectos corrosivos del ácido nítrico se aprovechan para algunas aplicaciones especializadas, como el grabado en imprenta, el decapado de acero inoxidable o la limpieza de obleas de silicio en electrónica. [ 49 ]

Una solución de ácido nítrico, agua y alcohol, nital , se utiliza para grabar metales y revelar su microestructura. La norma ISO 14104 detalla este conocido procedimiento. [ 50 ]

El ácido nítrico se utiliza, ya sea en combinación con ácido clorhídrico o solo, para limpiar cubreobjetos y portaobjetos de vidrio en aplicaciones de microscopía de alta gama. [ 51 ] También se utiliza para limpiar el vidrio antes del plateado en la fabricación de espejos de plata. [ 52 ]

Las mezclas acuosas disponibles comercialmente, compuestas por un 5-30 % de ácido nítrico y un 15-40 % de ácido fosfórico, se utilizan habitualmente para la limpieza de equipos de la industria alimentaria y láctea, principalmente para eliminar los compuestos de calcio y magnesio precipitados (ya sea por la corriente del proceso o por el uso de agua dura durante la producción y la limpieza). El contenido de ácido fosfórico ayuda a pasivar las aleaciones ferrosas , protegiéndolas de la corrosión causada por el ácido nítrico diluido.

El ácido nítrico se puede utilizar como prueba de detección de alcaloides como el LSD , dando una variedad de colores dependiendo del alcaloide. [ 53 ]

reprocesamiento de combustible nuclear

El ácido nítrico desempeña un papel fundamental en PUREX y otros métodos de reprocesamiento de combustible nuclear , donde puede disolver diversos actínidos . Los nitratos resultantes se convierten en varios complejos que pueden reaccionar y extraerse selectivamente para separar los metales entre sí.

Seguridad

El ácido nítrico es un ácido corrosivo y un potente agente oxidante . Su principal riesgo son las quemaduras químicas , ya que realiza hidrólisis ácida con proteínas ( amida ) y grasas ( éster ), lo que descompone los tejidos vivos (por ejemplo, la piel y la carne ). El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo debido a su reacción con la queratina . Estas manchas amarillas se vuelven naranjas al neutralizarse. [ 54 ] Es improbable que tenga efectos sistémicos, y la sustancia no se considera carcinógena ni mutágena. [ 55 ]

El tratamiento estándar de primeros auxilios para derrames de ácido sobre la piel consiste, al igual que para otros agentes corrosivos, en irrigar con abundante agua. El lavado se prolonga durante al menos 10-15 minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura y prevenir daños secundarios. La ropa contaminada se retira inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.

Al ser un agente oxidante fuerte, el ácido nítrico puede reaccionar violentamente con muchos compuestos.

Uso en ataques con ácido

El ácido nítrico es uno de los tipos de ácido más comunes utilizados en ataques con ácido . [ 56 ]

Notas

  1. ↑ A continuación señala que el "aire nitroso" es lo contrario, o "ácido nítrico privado de aire y agua". [ 15 ]

Referencias

  1. 1 2 3 4 5 6 7 Guía de bolsillo del NIOSH sobre riesgos químicos. "#0447" . Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  2. ↑ "ácido nítrico_msds" .
  3. ↑ Bell, RP (1973), El protón en química (2.ª ed.), Ithaca, NY: Cornell University Press 
  4. 1 2 Zumdahl, Steven S. (2009). Principios de química, 6.ª ed . Houghton Mifflin Company. pág. A22. ISBN  978-0-618-94690-7.
  5. ↑ "Hoja de datos de seguridad" (PDF) . fishersci.com . Fisher Scientific International. 23 de marzo de 2015. pág. 2. Archivado (PDF) del original el 10 de septiembre de 2022. Consultado el 4 de octubre de 2022 . 
  6. 1 2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann. págs. 465–471 . doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN   978-0-08-037941-8.
  7. ↑ Ejemplos:
    • Multhauf, Robert P. (1966). Los orígenes de la química . Londres: Oldbourne. págs. 140-141 . Pero entre ellos encontramos los rudimentos de procesos que finalmente conducirían al descubrimiento de los ácidos minerales: sulfúrico, clorhídrico y nítrico. Los ácidos minerales se manifiestan claramente solo unos tres siglos después de al-Razi , en las obras de los europeos [...] 
    • Needham, Joseph ; Ping-Yü, Ho; Gwei-Djen, Lu; Sivin, Nathan (1980). Ciencia y civilización en China . Vol.  5: Química y tecnología química. Cambridge: Cambridge University Press. Parte IV: Descubrimiento e invención espagírica: aparatos, teorías y dones, pág. 195. ISBN 978-0-521-08573-1En general , se acepta que los ácidos minerales eran completamente desconocidos tanto para los antiguos occidentales como para los alquimistas árabes.
    • Al-Hassan, Ahmad Y. (2001). Ciencia y tecnología en el Islam: Tecnología y ciencias aplicadas . UNESCO. pág.  59. ISBN 978-92-3-103831-0El texto se reproduce aquí íntegramente debido a la idea generalizada de que los químicos islámicos no producían ácidos minerales .
    • Karpenko, Vladimír; Norris, John A. (2002). "Vitriol in the History of Chemistry" . Chemické listy . 96 (12): 997–1005 . [...] La datación del descubrimiento del ácido nítrico también es incierta. Se estima que este descubrimiento tuvo lugar después de 1300 [...] Un pasaje de la segunda parte de la Summa perfectionis de Pseudo-Geber [...] fue considerado durante mucho tiempo como la receta más antigua conocida para el ácido sulfúrico [...]
    • Newman, William R. (2006). Átomos y alquimia: la química y los orígenes experimentales de la revolución científica . Chicago: University of Chicago Press. pág.  98. ISBN 978-0-226-57696-1[ ...] entre la época en que se escribió la Summa perfectionis y el siglo XVII, se habían descubierto los ácidos minerales: sulfúrico, clorhídrico, nítrico y la mezcla de estos dos últimos, llamada agua regia .
  8. ↑ Karpenko & Norris 2002 , p. 1002 . Como señalan Karpenko & Norris, la datación incierta del corpus pseudo-Geber (que probablemente fue escrito por más de un autor) hace que la fecha de su descripción del ácido nítrico sea igualmente incierta. Según Al-Hassan 2001 , p. 62 , las recetas para la preparación del ácido nítrico también aparecen en el Liber Luminis luminum , un tratado latino generalmente atribuido a Michael Scot (fallecido antes de 1236) pero quizás traducido por él del árabe. Uno de los manuscritos del Liber Luminis luminum menciona que fue traducido por Michael Scot; véase Moureau, Sébastien (2020). "Min al-kīmiyāʾ ad alchimiam. La transmisión de la alquimia del mundo árabe-musulmán al Occidente latino en la Edad Media" . Micrologus . 28 (22): 87– 141. hdl : 2078.1/211340 .  Al-Hassan 2001 menciona a Abu Bakr al-Razi como autor de la obra, pero es probable que se trate de una confusión con otros tratados latinos llamados Liber Luminis luminum que a veces se le atribuían a al-Razi; véase Moureau 2020, pág. 107 (n.º 5), pág. 114 (n.º 20), págs. 114-115 (n.º 21).
  9. ↑ Para las afirmaciones relativas al Ṣundūq al-ḥikma , véase Al-Hassan 2001 , pág. 62 ; Holmyard, John Eric (1931). Makers of Chemistry . Oxford: Clarendon Press. pág. 60.  Para la afirmación relativa al Taʿwīdh al-Ḥākim , véase Al-Hassan 2001 , pág. 62 . 
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