Kyselina dusičná

Kyselina dusičná
	Strukturní vzorec
	Model molekuly kyseliny dusičné
Obecné
Systematický název	Kyselina dusičná
Triviální název	lučavka
Ostatní názvy	aqua fortis (silná voda); šalvostr
Latinský název	Acidum nitricum
Anglický název	Nitric acid
Německý název	Salpetersäure
Sumární vzorec	HNO3
Vzhled	bezbarvá kapalina (čistá zbarvena do žluta)
Identifikace
Registrační číslo CAS	7697-37-2
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)	231-714-2
Indexové číslo	007-004-00-1
PubChem	944
ChEBI	48107
UN kód	2031
Číslo RTECS	QU5775000
Vlastnosti
Molární hmotnost	63,013 g/mol
Molární koncentrace cM	7,913 mol/dm3 (20 °C, 40% roztok)
Teplota tání	−41,59 °C
Teplota varu	84,1 °C; 120,7 °C (vodný azeotrop)
Hustota	1,521 5 g/cm3 (15 °C); 1,512 7 g/cm3 (20 °C); 1,504 9 g/cm3 (25 °C); 1,246 6 g/cm3 (20 °C, 40% roztok)
Dynamický viskozitní koeficient	1,561 cP (20 °C, 40% roztok)
Kinematický viskozitní koeficient	1,252 cS (20 °C, 40%roztok)
Index lomu	nD= 1,397 (16 °C); nD= 1,386 7 (20 °C, 40% roztok)
Disociační konstanta pKa	−1,4
Rozpustnost ve vodě	neomezeně mísitelná
Relativní permitivita εr	22 (−34 °C)
Měrná magnetická susceptibilita	−3,93×10−6 cm3g−1
Struktura
Dipólový moment	7,205×10−30 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−173,22 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt	166,2 J/g
Entalpie varu ΔHv	620 J/g
Entalpie rozpouštění ΔHrozp	−528,3 J/g
Standardní molární entropie S°	156,6 JK−1mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°	−80,8 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp	1,744 JK−1g−1
Bezpečnost
	; GHS03 ; GHS05; Nebezpečí
H-věty	H272 H314
R-věty	R8 R35
S-věty	(S1/2) S23 S26 S36 S45
NFPA 704	0 4 0 OX
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Kyselina dusičná je významná silná minerální kyselina. Její vzorec je HNO₃. K první přípravě kyseliny došlo ve 14. století někde v Evropě, ovšem je možné, že se ji podařilo připravit již ve 12. století v Indii (kvůli problémům s datací děl oné doby a nejednoznačnosti návodů v nich to ovšem zatím nelze potvrdit).^[2]

Fyzikální vlastnosti

Čistá bezvodá kyselina dusičná (100%) je bezbarvá kapalina s hustotou 1,513 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.

4 HNO₃ → 4 NO₂ + O₂ + 2 H₂O

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 68,4%, s vodou vytváří azeotropickou směs. 1 l váží přibližně 1 400 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.

Acidobazické 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 aniontu NO -
3 a vodíkového kationtu, který však následně vytvoří oxonium:

HNO₃ + H₂O → NO -
3 + 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. Kyselina dusičná reaguje s kovy, výjimku představují například zlato či platina, se kterými nereaguje. Zlato a platina se však rozpouští v lučavce královské. Při reakci koncentrované kyseliny se uvolňuje oxid dusičitý:

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Při reakci zředěné kyseliny se uvolňuje oxid dusnatý:

3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

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 + 4 HNO₃ → CO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O

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

3 C + 4 HNO₃ → 3 CO₂ + 4 NO + 2 H₂O

Reakce s organickými látkami

Organické látky se působením kyseliny dusičné oxidují nebo nitrují. Právě nitrace je příčinou žloutnutí kůže, ke kterému dochází při polití. Žluté zabarvení způsobené reakcí kyseliny dusičné s bílkovinami se nazývá xantoproteinová reakce a používá se k důkazu bílkovin.

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. Dýmavá kyselina dusičná může při styku s hořlavými materiály (látka, papír) způsobit požár.

Výroba

Průmyslově se – od objevu tohoto postupu Wilhelmem Ostwaldem v roce 1908 – kyselina dusičná vyrábí oxidací amoniaku (čpavku, azanu) za zvýšené teploty a tlaku, reakce je katalyzována kovovou platinou:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O
2 NO + O₂ → 2 NO₂
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:

2 NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂
3 HNO₂ → HNO₃ + 2 NO + 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:

4 NO₂ + 2 H₂O + O₂ → 4 HNO₃

Laboratorní příprava se většinou provádí jako vytěsnění z dusičnanu draselného, případně dusičnanu sodného pomocí kyseliny sírové a následnou destilací. Při použití koncentrované kyseliny sírové (96%) lze následnou destilací získat dýmavou kyselinu dusičnou o koncentraci 93–98 %.

Využití

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.

Odkazy

Reference

↑ ^a ^b Nitric acid. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
↑ KARPENKO, Vladimír. Alchymie, Nauka mezi snem a skutečností. 1. vyd. Praha: Academia, 2007. ISBN 978-80-200-1491-7.

Literatura

VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
SÝKOROVÁ, Dagmar; MASTNÝ, Libor. Návody pro laboratoře z anorganické chemie. 2. vyd. Praha: Nakladatelství VŠCHT, 2001. ISBN 80-7080-452-1.

Externí odkazy

Obrázky, zvuky či videa k tématu kyselina dusičná na Wikimedia Commons

[pubchem_cid_944-1] Nitric acid. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)

[2] KARPENKO, Vladimír. Alchymie, Nauka mezi snem a skutečností. 1. vyd. Praha: Academia, 2007. ISBN 978-80-200-1491-7.

[1]

[2]