Acide nitrique (4) - Résumé. Acide nitrique de pureté spéciale

Acide nitrique page 3

Propriétés oxydantes de l'acide nitrique page 3

Nitrates page 6

Production industrielle d'acide nitrique page 7

Cycle de l'azote dans la nature page 8

6. Bibliographie page 10

1. Acide nitrique. L'acide nitrique pur HNO est un liquide incolore d'une densité de 1,51 g/cm à - 42 °C, se solidifiant en une masse cristalline transparente. Dans l'air, comme l'acide chlorhydrique concentré, il « fume », puisque ses vapeurs forment de petites gouttelettes de brouillard avec l'humidité de l'air,

L'acide nitrique n'est pas durable Même sous l'influence de la lumière, il se décompose progressivement :

Plus la température est élevée et plus l’acide est concentré, plus la décomposition est rapide. Le dioxyde d'azote libéré se dissout dans l'acide et lui donne une couleur brune.

L'acide nitrique est l'un des acides les plus puissants ; dans les solutions diluées, il se désintègre complètement en ions H et NO.

2. Propriétés oxydantes de l'acide nitrique. Une propriété caractéristique de l’acide nitrique est sa capacité oxydante prononcée. L'acide nitrique est l'un des agents oxydants les plus énergétiques. De nombreux non-métaux y sont facilement oxydés et se transforment en acides correspondants. Ainsi, lorsqu'il est bouilli avec de l'acide nitrique, le soufre s'oxyde progressivement en acide sulfurique, le phosphore en acide phosphorique. Une braise fumante immergée dans du HNO concentré s’enflamme vivement.

L'acide nitrique agit sur presque tous les métaux (à l'exception de l'or, du platine, du tantale, du rhodium, de l'iridium), les transformant en nitrates et certains métaux en oxydes.

Le HNO concentré passive certains métaux. Lomonossov a également découvert que le fer, qui se dissout facilement dans l'acide nitrique dilué, ne se dissout pas dans le HNO concentré froid. Plus tard, il a été découvert que l'acide nitrique avait un effet similaire sur le chrome et l'aluminium. Ces métaux passent sous l'influence de l'acide nitrique concentré dans un état passif.

Le degré d'oxydation de l'azote dans l'acide nitrique est de 4-5. Agissant comme agent oxydant, HNO peut être réduit en différents produits :

Laquelle de ces substances se forme, c'est-à-dire la profondeur avec laquelle l'acide nitrique est réduit dans un cas donné, dépend de la nature de l'agent réducteur et des conditions de réaction, principalement de la concentration de l'acide. Plus la concentration de HNO est élevée, moins elle est réduite. Lors de la réaction avec un acide concentré, il est le plus souvent libéré. Lorsque l'acide nitrique dilué réagit avec des métaux peu actifs, par exemple le cuivre, il libère NON. Dans le cas de métaux plus actifs, du fer et du zinc se forment. L'acide nitrique fortement dilué réagit avec les métaux actifs - zinc, magnésium, aluminium - pour former des ions ammonium, qui donnent du nitrate d'ammonium avec l'acide. Habituellement, plusieurs produits sont formés simultanément.

A titre d'illustration, nous présentons des diagrammes des réactions d'oxydation de certains métaux avec l'acide nitrique ;

Lorsque l'acide nitrique agit sur les métaux, l'hydrogène n'est généralement pas libéré.

Lorsque les non-métaux sont oxydés, l'acide nitrique concentré, comme dans le cas des métaux, est réduit, par exemple en

Un acide plus dilué est généralement réduit en NO, par exemple :

Les diagrammes donnés illustrent les cas les plus typiques d'interaction de l'acide nitrique avec des métaux et des non-métaux. En général, les réactions redox impliquant l’oxydation sont complexes.

Un mélange composé de 1 volume d'acide nitrique et de 3 à 4 volumes d'acide chlorhydrique concentré est appelé Vodka royale. L'eau régale dissout certains métaux qui ne réagissent pas avec l'acide nitrique, y compris le « roi des métaux » : l'or. Son action s'explique par le fait que l'acide nitrique oxyde l'acide chlorhydrique, libérant du chlore libre et formant chlorure d'azote a(III), ou chlorure de nitrosyle, :

Le chlorure de nitrosyle est un intermédiaire réactionnel et se décompose :

Le chlore au moment de sa libération est constitué d'atomes, ce qui détermine la capacité oxydante élevée de l'eau régale. Les réactions d'oxydation de l'or et du platine se déroulent principalement selon les équations suivantes.

Avec un excès d'acide chlorhydrique, le chlorure d'or (III) et le chlorure de platine (IV) forment des composés complexes

Pour beaucoup matière organique L'acide nitrique agit en remplaçant un ou plusieurs atomes d'hydrogène dans une molécule de composé organique par des groupes nitro. Ce processus est appelé nitration et a grande importance chimie inorganique.

L'acide nitrique est l'un des composés azotés les plus importants : il est utilisé en grande quantité dans la production d'engrais azotés, d'explosifs et de colorants organiques, sert d'agent oxydant dans de nombreux procédés chimiques, est utilisé dans la production d'acide sulfurique en utilisant le nitreux méthode, et est utilisé pour la fabrication de vernis et de films cellulosiques.

3. Nitrates. Les sels de l'acide nitrique sont appelés nitrates. Tous se dissolvent bien dans l'eau et lorsqu'ils sont chauffés, ils se décomposent en libérant de l'oxygène. Dans ce cas, les nitrates des métaux les plus actifs se transforment en nitrites :

Les nitrates de la plupart des autres métaux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en oxyde métallique, oxygène et dioxyde d'azote. Par exemple:

Enfin, les nitrates des métaux les moins actifs (par exemple l'argent, l'or) se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en métal libre :

Séparant facilement l'oxygène, les nitrates sont des agents oxydants énergétiques à haute température. Leurs solutions aqueuses ne présentent au contraire quasiment aucune propriété oxydante.

La plupart important contiennent des nitrates de sodium, de potassium, d'ammonium et de calcium, appelés en pratique nitrate.

Nitrate de sodium ou nitrate de sodium, parfois aussi appelé Salpêtre chilien, trouvé dans en grande quantité dans la nature uniquement au Chili.

Nitrate de potassium, ou nitrate de potassium, On le trouve également dans la nature en petites quantités, mais il est principalement produit artificiellement par réaction du nitrate de sodium avec du chlorure de potassium.

Ces deux sels sont utilisés comme engrais, et le nitrate de potassium contient deux éléments nécessaires aux plantes : l'azote et le potassium. Les nitrates de sodium et de potassium sont également utilisés dans la fusion du verre et Industrie alimentaire pour la mise en conserve de nourriture.

Nitrate de calcium ou nitrate de calcium, obtenu en grande quantité en neutralisant l'acide nitrique avec de la chaux ; utilisé comme engrais.

4. Production industrielle d'acide nitrique. Les méthodes industrielles modernes de production d'acide nitrique reposent sur l'oxydation catalytique de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air. Lors de la description des propriétés de l'ammoniac, il a été indiqué qu'il brûle dans l'oxygène et que les produits de réaction sont de l'eau et de l'azote libre. Mais en présence de catalyseurs, l'oxydation de l'ammoniac par l'oxygène peut se dérouler différemment. Si un mélange d'ammoniac et d'air passe sur un catalyseur, alors à 750 °C et une certaine composition du mélange, une conversion presque complète se produit.

Le mélange obtenu passe facilement dans celui qui, avec l'eau en présence de l'oxygène de l'air, donne de l'acide nitrique.

Les alliages à base de platine sont utilisés comme catalyseurs pour l'oxydation de l'ammoniac.

L'acide nitrique obtenu par oxydation de l'ammoniac a une concentration ne dépassant pas 60 %. Si nécessaire, il est concentré,

L'industrie produit de l'acide nitrique dilué avec une concentration de 55, 47 et 45 %, et de l'acide nitrique concentré - 98 et 97 %. L'acide concentré est transporté dans des réservoirs en aluminium, l'acide dilué - dans des réservoirs en acier résistant aux acides.

5. Cycle de l'azote dans la nature. Lorsque les matières organiques pourrissent, une partie importante de l'azote qu'elles contiennent est transformée en ammoniac qui, sous l'influence des bactéries nitrifiantes vivant dans le sol, est ensuite oxydée en acide nitrique. Ces derniers, réagissant avec les carbonates du sol, par exemple le carbonate de calcium, forment des nitrates :

Une partie de l'azote est toujours libérée lors de la décomposition sous forme libre dans l'atmosphère. L'azote libre est également libéré lors de la combustion de substances organiques, lors de la combustion du bois, du charbon et de la tourbe. De plus, il existe des bactéries qui, en cas d'accès à l'air insuffisant, peuvent extraire l'oxygène des nitrates, les détruire et libérer de l'azote libre. L'activité de ces bactéries dénitrifiantes conduit au fait qu'une partie de l'azote sous forme disponible pour les plantes vertes (nitrates) devient inaccessible (azote libre). Ainsi, tout l’azote contenu dans les plantes mortes ne retourne pas au sol ; une partie est progressivement libérée sous forme libre.

La perte continue de composés minéraux azotés aurait dû conduire depuis longtemps à l’arrêt complet de la vie sur Terre s’il n’existait pas dans la nature des processus permettant de compenser la perte d’azote. De tels processus comprennent tout d'abord les décharges électriques se produisant dans l'atmosphère, au cours desquelles une certaine quantité d'oxydes d'azote se forme toujours ; ces derniers produisent de l'acide nitrique avec l'eau, qui est transformé en nitrates dans le sol. « Une autre source de reconstitution des composés azotés du sol est l'activité vitale des soi-disant azotobactéries, capables d'assimiler l'azote atmosphérique. Certaines de ces bactéries se déposent sur les racines des plantes de la famille des légumineuses, provoquant la formation de substances caractéristiques. gonflements - «nodules», c'est pourquoi on les appelle bactéries nodulaires. Assimilant l'azote atmosphérique, les bactéries nodulaires le transforment en composés azotés et les plantes, à leur tour, convertissent ces derniers en protéines et autres substances complexes.

Ainsi, un cycle continu de l’azote se produit dans la nature. Cependant, chaque année, les parties des plantes les plus riches en protéines, comme les céréales, sont retirées des champs lors de la récolte. Il est donc nécessaire d’apporter des engrais au sol pour compenser la perte d’éléments nutritionnels essentiels aux plantes.

L'étude de la nutrition des plantes et l'augmentation de la productivité de ces dernières grâce à l'utilisation d'engrais fait l'objet d'une branche particulière de la chimie, appelée agrochimie.

L'acide nitrique (HNO3) est un acide monobasique fort, l'un des acides minéraux les plus importants. La substance a une odeur suffocante, est sensible à la lumière et se décompose sous une lumière vive. L'acide nitrique se mélange à l'eau dans n'importe quelle proportion. Dans les solutions aqueuses, il se dissocie presque complètement en ions.

On ne le trouve pas dans la nature à l'état libre et se présente uniquement sous forme de sels de nitrate (sous forme de nitrate d'ammonium dans l'air et dans l'eau de pluie, notamment après des orages, puis sous forme de nitrate de sodium dans le nitrate chilien ou péruvien et de potassium). et nitrate de calcium dans les couches supérieures des terres arables, sur les murs des étables, dans les basses terres du Gange et d'autres fleuves de l'Inde).

L'acide nitrique est obtenu en décomposant le nitrate de sodium avec de l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé.

Donne facilement de l’oxygène à d’autres corps et constitue un puissant agent oxydant et solvant pour de nombreuses substances. De plus, l'acide nitrique, quelle que soit sa concentration, présente les propriétés d'un acide oxydant. Cependant, l’acide nitrique, même concentré, n’interagit pas avec l’or et le platine, mais fait partie de la « vodka regia », qui dissout ces métaux.

L'acide nitrique est largement utilisé dans diverses industries :

• en production
• dans l'industrie militaire (fumant - dans la production d'explosifs, comme comburant pour le carburant de fusée, dilué - en synthèse diverses substances, y compris les toxiques)
• dans les graphiques de chevalet - pour graver des formes d'impression (planches de gravure, formes d'impression zincographiques et clichés en magnésium)
• dans la production de colorants
• en pharmacologie (nitroglycérine)
• V bijoux- la principale méthode de détermination de l'or dans un alliage d'or
• surtout synthèse organique(nitroalcanes, aniline, nitrocellulose, TNT).

L'acide nitrique est très nocif pour l'homme. Ses vapeurs sont agaçantes voies respiratoires, et l'acide lui-même laisse des ulcères sur la peau qui ne guérissent pas bien. Lorsqu'il est chauffé ou exposé à la lumière, l'acide se décompose pour former du dioxyde d'azote hautement toxique.

Le transport peut être effectué par tous les modes de transport, à l'exception du transport aérien, conformément aux règles relatives au transport des marchandises dangereuses. L’acide étant sensible à la lumière, il ne peut être stocké et transporté que dans des conteneurs opaques. L'acide nitrique concentré, d'un degré de pureté spécial, est versé dans des bouteilles en verre, des fûts, des récipients et des réservoirs en acier inoxydable. Le stockage est effectué à une température ne dépassant pas +40°C.

ACIDE NITRIQUE, HNO 3, est obtenu en dissolvant des oxydes d'azote dans l'eau :

3NO 2 + H 2 O = 2HN 3 + NON
N 2 O 3 + H 2 O = HNO 3 + NON
N2O5 + H2O = 2HNO3

Propriétés physiques de l'acide nitrique. Poids molaire- 63.016 ; liquide incolore avec une odeur caractéristique; point d'ébullition 86°, point de fusion -47° ; densité spécifique 1,52 à 15° ; lors de la distillation, du fait de la décomposition de 2HNO 3 = N 2 O 3 + 2O + H 2 O, l'acide nitrique libère immédiatement de l'oxygène, du N 2 O 3 et de l'eau ; l'absorption de ce dernier provoque une augmentation du point d'ébullition. En solution aqueuse, l'acide nitrique fort contient généralement des oxydes d'azote et la préparation d'acide nitrique complètement anhydre présente des difficultés importantes. Il est impossible d'obtenir de l'acide nitrique anhydre par distillation, car ils ont une élasticité minimale solutions aqueuses l'acide nitrique, c'est-à-dire que l'ajout d'eau à l'acide et vice versa abaisse la pression de vapeur (et augmente le point d'ébullition). Par conséquent, suite à la distillation d’un acide faible (D< 1,4) получается постоянно кипящий остаток D = 1,415, с содержанием 68% HNО 3 и с температурой кипения 120°,5 (735 мм). Перегонка при пониженном давлении дает остаток с меньшим содержанием HNО 3 , при hypertension artérielle- à haute teneur en HNO 3. L'acide D = 1,503 (85 %), purifié par soufflage d'air à partir de N 2 O 4, donne un résidu à 77,1 % de HNO 3 lors de la distillation. Lors de la distillation, l'acide D = 1,55 (99,8 %) donne d'abord une solution D = 1,62, fortement colorée par les oxydes d'azote, et le reste de l'acide D = 1,49. Que. Le résidu de la distillation de l'acide nitrique contient toujours l'acide correspondant à l'élasticité minimale (point d'ébullition maximal). L'acide anhydre ne peut être obtenu qu'en mélangeant de l'acide nitrique fort (99,1 %) avec de l'anhydride nitrique.

En congelant, apparemment, il est impossible d'obtenir un acide supérieur à 99,5 %. Avec les nouvelles méthodes (Valentiner) d'extraction de l'acide nitrique du salpêtre, l'acide est assez pur, mais avec les anciennes il fallait le purifier principalement des composés chlorés et des vapeurs de N 2 O 4. L'acide le plus fort a D0 = 1,559, D15 = 1,53 et 100 % HNO3 - D4 = 1,5421 (Veley et Manley) ; L'acide à 100 % dégage des vapeurs dans l'air et attire la vapeur d'eau aussi fortement que l'acide sulfurique. Un acide avec D = 1,526 s'échauffe lorsqu'il est mélangé à de la neige.

Chaleur de formation (à partir de 1/2 H 2 + 1/2 N 2 + 3/2 O 2) :

HNO 3 – vapeur + 34400 cal
HNO 3 – liquide + 41600 cal
HNO 3 – cristaux + 42200 cal
HNO 3 – solution + 48800 cal

Chaleur de dilution : lors de l'ajout d'une particule de H 2 O à HNO 3 - 3,30 Cal, deux particules - 4,9 Cal, cinq particules - 6,7 Cal, dix - 7,3 Cal. Un ajout supplémentaire entraîne une augmentation insignifiante de l'effet thermique. Sous forme de cristaux vous obtenez :
1) HNO 3 ·H 2 O = H 3 NO 4 - comprimés rhombiques rappelant AgNO 3, point de fusion = -34° (-38°) ;
2) HNO 3 (H 2 O) 2 = H 5 NO 5 - aiguilles, point de fusion -18°.2, stable seulement en dessous de -15°. La courbe de température de cristallisation de l'acide aqueux présente trois eutectiques (à -66°,3, à -44°,2, à -43°) et deux maxima (HNO 3 H 2 O -38°, HNO 3 3H 2 O -18 °,2). Les mêmes points particuliers s'observent pour les chaleurs de solution et pour les tours de la courbe de conductivité électrique, mais sur ces dernières on remarque aussi 2HNO 3.H 2 O et HNO 3.10H 2 O D'après ce qui vient d'être dit et par. analogie avec les acides phosphoriques, il s'ensuit que dans les solutions d'acide nitrique il y a son hydrate HNO 3, mais il se décompose très facilement, ce qui détermine le haut réactivité HNO3. L'acide nitrique contenant du NO 2 en solution est appelé fumeur(rouge).

Propriétés chimiques. Le HNO 3 pur se décompose facilement et devient jaunâtre en raison de la réaction 2HNO 3 = 2NO 2 + O 2 + H 2 O et de l'absorption de l'anhydride nitreux résultant. L'acide nitrique pur et l'acide nitrique fort en général ne sont stables qu'à basses températures. La principale caractéristique de l’acide nitrique est son pouvoir oxydant extrêmement puissant dû à la libération d’oxygène. Ainsi, en agissant sur les métaux (sauf Pt, Rh, Ir, Au, sur lesquels HNO 3 n'a aucun effet en l'absence de chlore), l'acide nitrique oxyde le métal en libérant des oxydes d'azote, plus le degré d'oxydation est bas, plus il est énergétique. le métal oxydé servait d'agent réducteur. Par exemple, le plomb (Pb) et l'étain (Sn) donnent N 2 O 4 ; argent - principalement N 2 O 3. Le soufre, surtout fraîchement précipité, s'oxyde facilement ; le phosphore, lorsqu'il est légèrement chauffé, se transforme en acide phosphoreux. Le charbon chauffé au rouge s'enflamme dans la vapeur d'acide nitrique et dans l'acide nitrique lui-même. L’effet oxydant de l’acide rouge fumant est supérieur à celui de l’acide incolore. Le fer qui y est immergé devient passif et n'est plus sensible à l'action de l'acide. L'acide nitrique anhydre ou mélangé à l'acide sulfurique a un effet très fort sur les composés organiques cycliques (benzène, naphtalène, etc.), donnant des composés nitro C 6 H 5 H + HNO 3 = C 6 H 5 NO 2 + HOH. La nitration des paraffines se produit lentement, et uniquement sous l'action d'un acide faible ( haut degré ionisation). À la suite de l'interaction de substances contenant de l'hydroxyle (glycérine, fibres) avec l'acide nitrique, on obtient des esters de nitrate, appelés à tort nitroglycérine, nitrocellulose, etc. Toutes les expériences et tous les travaux avec l'acide nitrique doivent être effectués dans une pièce bien ventilée. , mais de préférence sous un projet spécial .

Analyse . Pour détecter des traces d'acide nitrique, utilisez : 1) le diphénylènedanyl dihydrotriazole (commercialement connu sous le nom de « nitron ») ; 5 ou 6 gouttes d'une solution à 10% de nitron à 5% acide acétique verser dans 5-6 cm 3 de la solution à tester en y ajoutant au préalable une goutte de H 2 SO 4 : en présence de quantités notables d'ions NO 3, un gros précipité est libéré dans des solutions très faibles, en forme d'aiguille ; des cristaux sont libérés ; à 0°, même 1/80000 HNO 3 peut être ouvert au nitron ; 2) brucine en solution ; mélanger avec la solution d'essai et verser soigneusement le long de la paroi du tube à essai jusqu'à obtenir de l'acide sulfurique fort ; au point de contact des deux couches dans le tube à essai, une couleur rouge rosé se forme, virant du bas au verdâtre.

Pour déterminer la quantité de HNO 3 dans une solution d'acide nitrique fumant, vous devez titrer N 2 O 4 avec une solution de KMnO 4, déterminer la densité du liquide avec un densimètre et soustraire la correction pour la teneur en N 2 O 4 indiqué dans un tableau spécial.

Méthodes industrielles production d'acide nitrique. L'acide nitrique est extrait. arr. du salpêtre. Auparavant, l'extraction du salpêtre était réalisée dans ce qu'on appelle. « salpêtrière », ou « burts », où, suite au mélange de fumier, d'urine, etc. avec du vieux plâtre, progressivement, en partie à cause de l'action de bactéries, de l'oxydation de l'urée et d'autres composés organiques l'azote (amines, amides, etc.) dans l'acide nitrique, formant du nitrate de calcium avec le calcaire. Lors des journées chaudes, surtout dans le sud (par exemple en Inde et en Asie centrale), le processus va très vite.

En France en 1813, jusqu'à 2 000 000 kg de salpêtre étaient extraits du salpêtre. 25 gros animaux produisent environ 500 kg de salpêtre par an. Dans certaines régions, avec des sols basiques riches en restes d'animaux (par exemple, la région du Kouban), il est possible qu'il y ait une quantité notable de nitrate dans le sol, mais pas suffisante pour l'extraction. Des quantités notables ont été extraites dans la vallée du Gange et se trouvent dans nos forteresses d'Asie centrale, où les réserves de sol contenant du salpêtre atteignent 17 tonnes à chaque endroit, mais la teneur en salpêtre ne dépasse pas 3 %. Des gisements de nitrate de sodium – chilien – ont été découverts en 1809 ; on les trouve principalement dans la province de Tarapaca, entre 68° 15" et 70° 18" de longitude est et 19° 17" et 21° 18" latitude sud, mais on les trouve aussi bien au sud qu'au nord (au Pérou et en Bolivie) ; leur gisement est situé à une altitude de 1100 m d'altitude. Les gisements mesurent environ 200 km de long, 3 à 5 km de large et ont une teneur moyenne en NaNO 3 de 30 à 40 %. Les réserves, en supposant une augmentation annuelle de la consommation de 50 000 tonnes, pourraient durer 300 ans. En 1913, 2 738 000 tonnes ont été exportées, mais les exportations vers l'Europe ont quelque peu diminué, même si, après une baisse très sensible des exportations pendant la guerre, elles ont de nouveau légèrement augmenté à partir de 1920. Habituellement, au sommet se trouve un « feu » (50 cm - 2 m d'épaisseur). ), constitué de quartz et de sable feldspathique, et en dessous du « kalihe » (25 cm - 1,5 m), contenant du salpêtre (les gisements sont situés dans le désert à côté des gisements de sel et de sel de bore-calcium). La composition de « kalihe » est très diversifiée ; il contient du NaNO 3 - de 30% à 70%, des sels d'iodure et d'iode - jusqu'à 2%, du chlorure de sodium - 16-30%, des sels de sulfate - jusqu'à 10%, des sels de magnésium - jusqu'à 6%. Les meilleures variétés contiennent en moyenne : NaNO 3 - 50 %, NaCl - 26 %, Na 2 SO 4 - 6 %, MgSO 4 - 3 %. NaNO 3 est dissous à haute température, de sorte que beaucoup plus de NaNO 3 passe dans la solution que de NaCl, dont la solubilité augmente légèrement avec la température. À partir de 3 tonnes de « kalihe », vous obtenez 1 tonne de salpêtre brut avec une teneur moyenne de 95 à 96 % de salpêtre. À partir de 1 litre de saumure mère, on obtient généralement 2,5 à 5 g d'iode. En règle générale, le salpêtre brut est de couleur brune, en raison du mélange d'oxyde de fer. Le salpêtre contenant jusqu'à 1 à 2 % de composés chlorés est utilisé comme engrais. Le nitrate de sodium pur est incolore, transparent, non hygroscopique s'il ne contient pas de composés chlorés ; cristallise en cubes. Pour obtenir de l'acide nitrique, le salpêtre est chauffé avec de l'acide sulfurique ; l'interaction suit l'équation :

NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaSO 4

c'est à dire. du sulfate d'acide est obtenu. Ce dernier peut être utilisé pour produire du chlorure d'hydrogène en calcinant un mélange de NaHSO 4 et de NaCl dans des moufles. Pour l'interaction selon l'équation

théoriquement, il faut prendre 57,6 kg de H 2 SO 4 ou 60 kg d'acide 66° Bẻ pour 100 kg de NaNO 3. En fait, pour éviter la décomposition, on prend 20 à 30 % d'acide sulfurique en plus. L'interaction s'effectue dans des cornues cylindriques horizontales en fer de 1,5 m de long, 60 cm de diamètre, avec des parois de 4 cm d'épaisseur. Chaque cylindre contient 75 kg de salpêtre et 75 kg de H 2 SO 4. Les vapeurs passent d'abord dans un réfrigérateur en céramique, refroidi par l'eau, ou dans un tuyau incliné en céramique, puis dans des absorbeurs : des « cylindres » ou « bonbons », c'est-à-dire de grandes « fioles Wulf » en céramique. Si l'on prend de l'acide sulfurique à 60° Вẻ (71 %) et que l'on place 4 kg d'eau pour 100 kg de salpêtre dans le premier absorbeur, on obtient un acide à 40-42° Вẻ (38-41 %) ; en utilisant de l'acide à 66° Вẻ (99,6%) et du salpêtre sec, on obtient 50° Вẻ (53%) ; pour obtenir de l'acide à 36° Вẻ, on place 8 litres d'eau dans le premier absorbeur, 4 litres dans le second et 2,6 litres dans les suivants. L'acide nitrique fumant est obtenu en faisant réagir le salpêtre avec la moitié de la quantité d'acide sulfurique requise par le calcul. Par conséquent, le procédé produit un acide contaminé par du chlorure de nitrosyle et d'autres substances sortant au début du processus, et par des oxydes d'azote à la fin de la distillation. Les oxydes d'azote sont relativement faciles à éliminer en soufflant un courant d'air à travers l'acide. Il est beaucoup plus rentable de travailler dans des cornues entourées de feu de tous côtés et comportant au fond un tuyau pour libérer du bisulfate contenant une quantité notable d'acide. Le fait est que la fonte n'est pas corrodée par l'acide si elle est suffisamment chauffée et si le contact avec le feu de toutes parts empêche les gouttes d'acide de se déposer. Dans de telles cornues (1,20 de large et 1,50 m de diamètre, avec une épaisseur de paroi de 4 à 5 cm), le salpêtre est traité à l'acide sulfurique à raison de 450 kg et même 610 kg de salpêtre pour 660 kg de H 2 SO 4 ( 66°Bẻ). Au lieu de cylindres, on utilise désormais souvent des tuyaux verticaux ou ces tuyaux sont reliés à des cylindres.

Selon la méthode Guttmann, la décomposition est réalisée dans des cornues en fonte composées de plusieurs parties (Fig. 1 et 1a) ; Les pièces sont reliées avec du mastic, généralement composé de 100 pièces. limaille de fer, 5 parties de soufre, 5 parties de chlorure d'ammonium avec le moins d'eau possible ; les cornues et, si possible, la trappe de chargement sont enfermées dans maçonnerie et chauffé par les gaz du four.

800 kg de salpêtre et 800 kg d'acide sulfurique à 95 % sont chargés dans la cornue et la distillation est effectuée pendant 12 heures ; cela consomme environ 100 kg de charbon. Des cornues cylindriques sont également utilisées. Les vapeurs dégagées entrent d'abord dans le cylindre 8 ; passez ensuite une série de tuyaux en céramique, 12 et 13, placés dans une caisse en bois avec de l'eau ; ici les vapeurs sont condensées en acide nitrique, qui s'écoule dans les canalisations 22 de l'installation Gutman, et 23 dans la collection 28, et les condensats du cylindre 8 entrent également ici ; l'acide nitrique non condensé dans les canalisations 12 entre par 15a dans une tour remplie de billes et lavée à l'eau ; les dernières traces d'acide non absorbées dans la tour sont captées dans le cylindre 43a ; les gaz sont évacués par le conduit 46a dans la cheminée. Pour oxyder les oxydes d'azote formés lors de la distillation, de l'air est mélangé aux gaz directement à la sortie de la cornue. Si de l'acide sulfurique fort et du salpêtre séché sont utilisés dans la production, on obtient de l'acide nitrique incolore à 96-97 %. Presque tout l'acide se condense dans les canalisations, seule une petite partie (5 %) est absorbée dans la tour, donnant 70 % d'acide nitrique, qui est ajouté au prochain chargement de nitrate. Que. le résultat est un acide nitrique incolore, dépourvu de chlore, avec un rendement de 98 à 99 % de la théorie. La méthode de Gutman reçue répandu en raison de la simplicité et du faible coût d'installation.

96-100% d'acide est extrait du salpêtre selon la méthode Valentiner, par distillation sous pression réduite (30 mm) dans des cornues en fonte d'un mélange de 1000 kg NaNO 3, 1000 kg H2SO 4 (66°Вẻ) et une telle quantité d'acide faible HNO 3 en y ajoutant 100 kg d'eau. La distillation dure 10 heures, de l'air étant constamment introduit dans l'alliage. L'interaction se produit à 120°, mais à la fin du processus une « crise » survient (1 heure) et de forts chocs sont possibles (à 120-130°). Ensuite, le chauffage est porté à 175-210°. Un bon épaississement et une bonne capture de l’acide sont très importants. Les vapeurs de la cornue pénètrent dans le cylindre, de celui-ci dans 2 serpentins hautement refroidis, d'eux dans une collection (comme un flacon de Wulf), suivis à nouveau d'un serpentin puis de 15 cylindres, derrière lesquels une pompe est placée. Avec une charge de 1000 kg de NaNO 3 en 6-8 heures, on obtient 600 kg de HNO 3 (48° Вẻ), soit 80 % de la norme.

Pour obtenir de l'acide nitrique à partir du nitrate norvégien (calcium), ce dernier est dissous, de l'acide nitrique fort est ajouté et mélangé acide sulfurique, après quoi l'acide nitrique est filtré du gypse.

Stockage et emballage. Pour stocker l'acide nitrique, vous pouvez utiliser des plats en verre, en argile réfractaire et en aluminium pur (pas plus de 5 % d'impuretés), ainsi que des plats en acier Krupp spécial résistant à l'acide silicium (V2A). Car lorsque l'acide nitrique fort agit sur le bois, la sciure, les chiffons, les huile végétale, etc. des épidémies et des incendies sont possibles (par exemple, si une bouteille éclate pendant le transport), alors l'acide nitrique ne peut être transporté que dans des trains spéciaux. La térébenthine s'enflamme particulièrement facilement lorsqu'elle est chauffée lorsqu'elle entre en contact avec de l'acide nitrique fort.

Application : 1) sous forme de sels pour engrais, 2) pour la production d'explosifs, 3) pour la production de produits semi-finis pour colorants, et en partie des colorants eux-mêmes. Ch. arr. des sels d'acide nitrique ou de nitrate (sodium, ammonium, calcium et potassium) sont utilisés pour les engrais. En 1914, la consommation mondiale d'azote sous forme de nitrate chilien atteignait 368 000 tonnes et sous forme d'acide nitrique aérien - 10 000 tonnes. En 1925, la consommation aurait dû atteindre 360 ​​000 tonnes d'acide nitrique aérien. La consommation d'acide nitrique augmente considérablement pendant la guerre en raison des dépenses en explosifs, dont les principaux sont la nitroglycérine et la nitrocellulose. différents types, composés nitro (nitrotoluène, TNT, mélinite, etc.) et substances pour fusibles (fulminate de mercure). DANS Temps paisible l'acide nitrique est utilisé pour la production de composés nitro, par exemple le nitrobenzène, pour la transition vers des colorants via l'aniline, obtenu à partir du nitrobenzène par réduction. Un montant significatif l'acide nitrique est utilisé pour graver les métaux ; les sels d'acide nitrique (salpêtre) sont utilisés pour les explosifs (nitrate d'ammonium - sans fumée, nitrate de potassium - dans poudre noire) et pour les feux d'artifice (nitrate de baryum - pour le vert).

Étalon d'acide nitrique. La norme sur l'acide nitrique n'existe jusqu'à présent qu'en URSS et a été approuvée par le comité de normalisation du STO en tant que norme obligatoire dans toute l'Union (OST-47) pour l'acide à 40° Bẻ. La norme fixe la teneur en HNO 3 de l'acide nitrique à 61,20 % et limite la teneur en impuretés : acide sulfurique pas plus de 0,5 %, chlore pas plus de 0,8 %, fer pas plus de 0,01 %, résidus solides pas plus de 0,9 % ; l'acide nitrique standard ne doit pas contenir de sédiments. La norme réglemente la relation entre le vendeur et l'acheteur, en réglementant strictement les méthodes d'échantillonnage et d'analyse. La teneur en acide nitrique est déterminée en ajoutant du NaOH à l'acide et en titrant en retour avec l'acide. La teneur en acide sulfurique est déterminée sous forme de BaSO 4 par précipitation de BaCl 2. La teneur en chlore est déterminée par titrage en milieu alcalin avec du nitrate d'argent. La teneur en fer est déterminée par précipitation des sesquioxydes avec de l'ammoniac, réduction de l'oxyde de fer en fer ferreux et titrage ultérieur du KMnO 4. Le conditionnement de l'acide nitrique n'est pas encore standard. Sans toucher à la taille, au poids et à la qualité du récipient, la norme prescrit le conditionnement de l'acide nitrique dans des récipients en verre et donne des instructions sur la manière de l'emballer et de le sceller.

Préparation d'acide nitrique.

I. Depuis les airs. La synthèse de l'acide nitrique à partir de l'air sous l'action d'un arc voltaïque est répétée jusqu'à ce que dans une certaine mesure un processus se produisant dans la nature sous l'influence de rejets électricité atmosphérique. Cavendish fut le premier à observer (en 1781) la formation d'oxydes d'azote lors de la combustion de H 2 dans l'air, puis (en 1784) lors du glissement étincelle électriqueà travers les airs. Mutman et Gopher en 1903 furent les premiers à tenter d'étudier l'équilibre : N 2 + O 2 2NO. Faire passer un arc voltaïque dans l'air courant alternatifà 2000-4000 V, ils atteignaient pratiquement une concentration de NO de 3,6 à 6,7 % en volume. Leur consommation d'énergie pour 1 kg de HNO 3 a atteint 7,71 kWh. Nernst a ensuite étudié cet équilibre en faisant passer de l'air dans un tube en iridium. De plus, Nernst, Jellinek et d’autres chercheurs ont travaillé dans la même direction. Par extrapolation Résultats expérimentaux En étudiant l'équilibre entre l'air et l'oxyde d'azote, Nernst a pu calculer que du côté droit de l'équation, à une température de 3750° (c'est-à-dire approximativement à la température d'un arc voltaïque), une teneur de 7 % en volume de NO est établi.

La priorité de l'idée d'utiliser techniquement un arc voltaïque pour fixer l'azote atmosphérique appartient à la chercheuse française Lefebre, qui en 1859 a breveté sa méthode de production d'acide nitrique à partir de l'air en Angleterre. Mais à cette époque, le coût énergie électriqueétait trop élevé pour que la méthode de Lefebre soit utile en pratique. Il convient également de citer les brevets de McDougal (An. P. 4633, 1899) et la méthode de Bradley et Lovejoy mise en œuvre à l'échelle technique, exploitée en 1902 par la société américaine Atmospheric Products С° (avec 1 million de dollars de capital) avec en utilisant l'énergie des chutes du Niagara. Il faut également dater de cette époque les tentatives d'utilisation d'une tension de 50 000 V pour fixer l'azote atmosphérique, faites par Kowalski et son collaborateur I. Moscytski. Mais le premier succès significatif dans la fabrication de l'acide nitrique à partir de l'air a été apporté par l'idée historique de l'ingénieur norvégien Birkeland, qui consistait à utiliser la capacité de ce dernier à s'étirer dans un champ électromagnétique puissant pour augmenter le rendement en oxydes d'azote. lors du passage d'un arc voltaïque dans l'air. Birkeland a combiné cette idée avec un autre ingénieur norvégien, Eide, et l'a traduite en une installation technique qui a immédiatement fourni une opportunité rentable d'obtenir de l'acide nitrique à partir de l'air. En raison du changement constant de direction du courant et de l'action de l'électroaimant, la flamme de l'arc voltaïque résultante a une tendance constante à gonfler dans différentes directions, ce qui conduit à la formation d'un arc voltaïque qui se déplace rapidement tout le temps à une vitesse constante. vitesse allant jusqu'à 100 m/sec, créant l'impression d'un large soleil électrique brûlant calmement d'un diamètre de 2 m ou plus. Un fort courant d'air est continuellement soufflé à travers ce soleil, et le soleil lui-même est enfermé dans un four spécial en argile réfractaire liée au cuivre (Fig. 1, 2 et 3).

Les électrodes creuses de l'arc voltaïque sont refroidies de l'intérieur par l'eau. Air à travers des canaux UN dans le revêtement en chamotte du four, il pénètre dans la chambre à arc b ; à travers le gaz oxydé sort du four et est refroidi en utilisant sa chaleur pour chauffer les chaudières de l'appareil d'évaporation. Après cela, le NO pénètre dans les tours d'oxydation, où il est oxydé par l'oxygène de l'air en NO 2. Dernier processus est un processus exothermique (2NO + O 2 = 2NO 2 + 27Cal), et donc les conditions qui augmentent l'absorption de chaleur favorisent considérablement la réaction dans cette direction. Ensuite, le dioxyde d’azote est absorbé par l’eau selon les équations suivantes :

3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NON
2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Dans un autre procédé, le mélange de gaz réactionnel est refroidi en dessous de 150° avant absorption ; à cette température expansion inverse– NON 2 = NON + O n’a quasiment pas sa place. Sachant que dans certaines conditions l'équilibre NO + NO 2 N 2 O 3 s'établit avec une teneur maximale en N 2 O 3, il peut être obtenu en versant des gaz nitrites chauds avant même leur oxydation complète, à une température de 200 à 300°, avec une solution de soude ou de soude caustique, à la place des sels de nitrate - nitrites purs (méthode Norsk Hydro). A la sortie du four, l'air soufflé contient de 1 à 2 % d'oxydes d'azote, qui sont immédiatement captés par des contre-jets d'eau puis neutralisés avec de la chaux pour former du calcium, dit. Salpêtre "norvégien". La réalisation du processus lui-même N 2 + O 2 2NO - 43,2 Cal nécessite la dépense d'une quantité relativement faible d'énergie électrique, à savoir : pour obtenir 1 tonne d'azote lié sous forme de NO seulement 0,205 kW-an ; Pendant ce temps, dans les meilleures installations modernes, il faut dépenser 36 fois plus, soit environ 7,3 et jusqu'à 8 kW-années pour 1 tonne. En d’autres termes, plus de 97 % de l’énergie dépensée ne va pas à la formation de NO, mais à la création de ce processus. Conditions favorables. Pour déplacer l'équilibre vers la teneur en NO la plus élevée possible, il est nécessaire d'utiliser une température de 2300 à 3300° (la teneur en NO à 2300° est de 2 vol% et pour 3300° - 6 vol%), mais à de telles températures le 2NO se décompose rapidement. retour dans N 2 + O 2. Par conséquent, en une petite fraction de seconde, il est nécessaire d'évacuer le gaz des zones chaudes vers les zones plus froides et de le refroidir à au moins 1 500°, lorsque la décomposition du NO se déroule plus lentement. L'équilibre N 2 + O 2 2NO s'établit à 1500° en 30 heures, à 2100° en 5 secondes, à 2500° en 0,01 seconde. et à 2900° - en 0,000035 sec.

La méthode de Schonherr, employé de BASF, se distingue de la méthode de Birkeland et Eide par des améliorations significatives. Dans cette méthode, au lieu d'une flamme pulsée et encore intermittente d'un arc voltaïque variable courant, appliquez une flamme calme de haute permanent actuel Cela évite que la flamme s'éteigne fréquemment, ce qui est très nocif pour le processus. Le même résultat, cependant, peut être obtenu avec un arc voltaïque à courant alternatif, mais en soufflant de l'air à travers la flamme brûlante non pas en ligne droite, mais sous la forme d'un vent vortex le long de la flamme de l'arc voltaïque. Par conséquent, le four pourrait conçu d'ailleurs sous la forme d'un tube métallique assez étroit pour que la flamme de l'arc ne touche pas ses parois. Le schéma de conception du four Schongherr est présenté sur la Fig. 4.

Une autre amélioration de la méthode de l'arc est apportée par la méthode de Pauling (Fig. 5). Les électrodes du four à combustion ressemblent à des déchargeurs à cornet. Un arc voltaïque de 1 m de long formé entre eux est soufflé vers le haut par un fort courant d'air. Dans la plupart goulot Si la flamme se brise, l'arc est rallumé à l'aide d'électrodes supplémentaires.

Une conception légèrement différente d'un four pour l'oxydation de l'azote dans l'air a été brevetée par I. Moscicki. L'une des deux électrodes (Fig. 6) a la forme d'un disque plat et est située très loin de l'autre électrode. courte portée. L'électrode supérieure est tubulaire et les gaz neutres la traversent en un flux rapide, puis se propagent en cône.

La flamme de l'arc voltaïque est donnée en circulation de rond-point influencé Champ électromagnétique, et un flux de gaz rapide en forme de cône empêche des courts-circuits. Description détaillée l'ensemble de l'installation est donné dans W. Waeser, Luftstickstoff-Industrie, p. 475, 1922. Une usine en Suisse (Chippis, Wallis) fonctionne selon la méthode de I. Mościcki et produit 40 % de HNO 3 . Une autre usine en Pologne (Bory-Jaworzno) est conçue pour 7 000 kW et devrait produire du HNO 3 et du (NH 4) 2 SO 4 concentrés. Pour améliorer le rendement en oxydes d'azote et augmenter la flamme de l'arc voltaïque, en Dernièrement utilisé comme produit original pas de l'air, mais un mélange d'azote et d'oxygène plus riche en oxygène, avec un rapport de 1 : 1. L'usine française de Laroche-de-Rham travaille avec ce mélange avec de très bons résultats.

Il est conseillé de condenser le tétroxyde d'azote N 2 O 4 obtenu en un liquide par refroidissement à -90°. Ce tétroxyde d'azote liquide, obtenu à partir de gaz pré-séchés - oxygène et air, ne réagit pas avec les métaux et peut donc être transporté dans des bombes en acier et utilisé pour la production de HNO 3 en fortes concentrations. Le toluène a déjà été utilisé comme liquide de refroidissement, mais en raison des fuites inévitables d'oxydes d'azote et de leur effet sur le toluène, de terribles explosions se sont produites dans les usines de Tschernewitz (en Allemagne) et de Bodio (en Suisse), détruisant les deux entreprises. Extraction du N 2 O 4 d'un mélange gazeux. également obtenu grâce à l'absorption du N 2 O 4 par le gel de silice, qui libère le N 2 O 4 absorbé lorsqu'il est chauffé.

II. oxydation de l'ammoniac. Toutes les méthodes décrites pour produire de l'acide nitrique synthétique directement à partir de l'air, comme déjà indiqué, ne sont rentables que si une énergie hydroélectrique bon marché est disponible. Le problème de l'azote lié (voir Azote) ne pourrait pas être considéré comme définitivement résolu si une méthode de production d'acide nitrique synthétique relativement bon marché n'avait pas été trouvée. L'absorption de l'azote lié des engrais par les plantes est particulièrement facilitée si ces engrais sont des sels d'acide nitrique. Les composés d'ammonium introduits dans le sol doivent d'abord subir une nitrification dans le sol lui-même (voir Engrais azotés). De plus, l'acide nitrique, avec l'acide sulfurique, est à la base de nombreuses industries industrie chimique et les affaires militaires. Production d'explosifs et poudre sans fumée(TNT, nitroglycérine, dynamite, acide picrique et bien d'autres), colorants aniline, celluloïd et rayonne, de nombreux médicaments, etc. sont impossibles sans acide nitrique. C'est pourquoi en Allemagne, qui a été coupée de la source de nitrate chilien pendant la guerre mondiale par un blocus et qui ne disposait pas en même temps d'une énergie hydroélectrique bon marché, la production d'acide nitrique synthétique s'est développée dans une large mesure par la méthode de contact. , à partir de charbon de bois ou d'ammoniac synthétique en l'oxydant avec l'oxygène de l'air avec la participation de catalyseurs. Pendant la guerre (1918), l'Allemagne produisait jusqu'à 1 000 tonnes d'acide nitrique et de nitrate d'ammonium par jour.

En 1788, Milner à Cambridge a établi la possibilité de l'oxydation du NH 3 en oxydes d'azote sous l'action du peroxyde de manganèse lorsqu'il est chauffé. En 1839, Kuhlman établit l'action de contact du platine lors de l'oxydation de l'ammoniac avec l'air. Techniquement, la méthode d'oxydation de l'ammoniac en acide nitrique a été développée par Ostwald et Brouwer et brevetée par eux en 1902 (fait intéressant, en Allemagne, la demande d'Ostwald a été rejetée en raison de la reconnaissance de la priorité pour chimiste français Kulman.) Sous l'action du platine finement broyé et de l'écoulement lent du mélange gazeux, l'oxydation se déroule selon la réaction 4NH 3 + ZO 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Par conséquent, le processus doit être strictement réglementé tant au sens de la vitesse de déplacement importante du jet de gaz soufflé à travers le contact « convertisseur », qu'au sens de la composition du mélange gazeux. Le mélange de gaz entrant dans les « convertisseurs » devrait. préalablement soigneusement nettoyé des poussières et impuretés qui pourraient « empoisonner » le catalyseur en platine.

On peut supposer que la présence de platine provoque la décomposition de la molécule de NH 3 et la formation d'un composé intermédiaire instable du platine avec l'hydrogène. Dans ce cas, l’azote in statu nascendi est soumis à l’oxydation par l’oxygène atmosphérique. L'oxydation de NH 3 en HNO 3 se déroule par les réactions suivantes :

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 0 ;

Le gaz NO incolore refroidi, mélangé à une nouvelle portion d'air, s'oxyde spontanément davantage pour former NO 2 ou N 2 O 4 :

2NO + O 2 = 2NO 2, ou N 2 O 4 ;

la dissolution des gaz résultants dans l'eau en présence d'un excès d'air ou d'oxygène est associée à une oxydation ultérieure selon la réaction :

2NO 2 + O + H 2 O = 2HNO 3,

après quoi on obtient du HNO 3, avec une concentration d'environ 40 à 50 %. En distillant le HNO 3 obtenu avec de l'acide sulfurique fort, on peut finalement obtenir de l'acide nitrique synthétique concentré. Selon Ostwald, le catalyseur doit être constitué de platine métallique recouverte de platine partiellement ou totalement spongieux ou de noir de platine.

La réaction doit avoir lieu lorsque la chaleur rouge a à peine commencé et à un débit important du mélange gazeux, constitué de 10 parties ou plus d'air par 1 heure de NH 3. L'écoulement lent du mélange gazeux favorise effondrement complet NH 3 aux éléments. Avec une grille de contact en platine de 2 cm, la vitesse d'écoulement du gaz doit être 1-5 m/sec, c'est-à-dire que le temps de contact du gaz avec le platine ne doit pas dépasser 1/100 s. Les températures optimales se situent autour de 300°. Le mélange gazeux est préchauffé. Plus le débit du mélange gazeux est élevé, plus la production de NO est importante. Travaillant avec un treillis de platine très épais (catalyseur) avec un mélange d'ammoniac et d'air contenant environ 6,3% de NH 3, Neumann et Rose ont obtenu les résultats suivants à une température de 450° (avec une surface de contact du platine de 3,35 cm 2) :

Une teneur en NH 3 plus élevée ou plus faible est également d'une grande importance pour le sens du processus chimique, qui peut se dérouler soit selon l'équation : 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (avec une teneur de 14,38 % NH 3) , ou selon l'équation : 4NH 3 + 7O 2 = 4NO 2 + 6H 2 O (avec une teneur en mélange de 10,74 % NH 3). Avec moins de succès que le platine, peut-être. D'autres catalyseurs ont également été utilisés (oxyde de fer, bismuth, cérium, thorium, chrome, vanadium, cuivre). Parmi ceux-ci, seule l'utilisation d'oxyde de fer à une température de 700-800°, avec un rendement de 80 à 85 % de NH 3 , mérite l'attention.

Un rôle important dans processus oxydatif La transition de NH 3 en HNO 3 est influencée par la température. La réaction d'oxydation de l'ammoniac elle-même est exothermique : 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O + 215,6 Cal. Ce n'est qu'au début qu'il est nécessaire de réchauffer l'appareil de contact, puis la réaction est en coursà cause de sa propre chaleur. Conception technique de « convertisseurs » pour l’oxydation de l’ammoniac différents systèmes ressort clairement des figures données (Fig. 7-8).

Le schéma de production de HNO 3 selon la méthode Franck-Caro actuellement acceptée est illustré à la Fig. 9.

En figue. La figure 10 montre un schéma de l'oxydation du NH 3 à l'usine de Meister Lucius et Brünning à Hechst.

Dans les installations modernes, l'oxydation du NH 3 en NO est réalisée avec un rendement allant jusqu'à 90 %, puis l'oxydation et l'absorption des oxydes d'azote résultants par l'eau - avec un rendement allant jusqu'à 95 %. Ainsi, l'ensemble du processus donne un rendement en azote lié de 85 à 90 %. La production de HNO 3 à partir de nitrate coûte actuellement (en termes de 100 % HNO 3) 103 $ pour 1 tonne, selon le procédé à l'arc, 97,30 $ pour 1 tonne, tandis qu'1 tonne de HNO 3 obtenue par oxydation de NH -3 ne coûte que 85,80 $. . Il va sans dire que ces chiffres pourraient être ne sont qu'approximatifs et dépendent en grande partie de la taille de l'entreprise, du coût de l'énergie électrique et des matières premières, mais ils montrent néanmoins que la méthode par contact pour produire du HNO 3 est vouée à occuper dans un avenir proche une position dominante par rapport aux autres méthodes.

voir également

Liquide transparent incolore ou légèrement jaunâtre avec une odeur suffocante caractéristique. Pendant le stockage, la teneur en oxydes d'azote augmente, ce qui fait que la couleur de l'acide nitrique vire au brun légèrement jaunâtre.

GOST 3885-73

Synonymes et noms étrangers : acide nitrique

Type de substances : inorganique

Apparence: incolore liquide

Modifications cristallines, structure moléculaire, couleur des solutions et vapeurs : Sous forme solide, ce sont des cristaux blancs (densité 1,52 g/cm3).

Formule brute(Système Hill): HNO 3

Formule sous forme de texte : HONO2

N ° CAS.:-

Masse moléculaire(en amu) : 63,01

Température de fusion(en °C) : -41,6

Température d'ébullition(en °C) : 83

Constantes de température des mélanges (teneur en pourcentage pondéral) : 121,9 °C (point d'ébullition de l'azéotrope, pression 1 atm) acide nitrique 68,4 % eau 31,6 %

Des produits décomposition thermique: -

Solubilité (en g/100 g de solvant ou caractéristique) : eau : mélangée [Lit. ] éther diéthylique : soluble [Réf. ]

Réactions aux substances :

1. Oxyde l'iodure d'hydrogène à froid, produisant de l'iode et de l'oxyde nitrique (II). [Allumé. ]
   6HI ​​​​+ 2HNO 3 → 3I 2 + 2NO + 4H 2 O
2. A une concentration de 10 %, il réagit avec le zinc pour produire du nitrate de zinc et majoritairement de l'azote. [Allumé. ]
   5Zn + 12HNO 3 (10%) → 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
3. À une concentration de 10 à 20 %, il réagit avec le magnésium pour donner du nitrate de magnésium et un mélange gazeux contenant jusqu'à 80 % d'hydrogène. [Allumé. ]
   Mg + 2HNO 3 (10%) → Mg(NO 3) 2 + H 2
4. À une concentration de 10 à 20 %, il réagit avec le manganèse pour donner un mélange gazeux contenant jusqu'à 80 % d'hydrogène. [Allumé. ]
   Mn + 2HNO 3 (10%) → Mn(NO 3) 2 + H 2
5. Dissout l'or et le platine en mélange avec de l'acide chlorhydrique concentré. [Allumé. ]
6. À une concentration de 68 %, il réagit avec le mercure, le zinc, le cuivre, le magnésium et le nickel pour produire du nitrate de métal (II), de l'oxyde nitrique (IV) et de l'eau. [Allumé. ]
7. Lorsqu'il est chauffé, il oxyde l'iode, le soufre, le charbon et le phosphore. [Allumé. ]
8. À une concentration de 30 %, il réagit avec le mercure pour produire du nitrate de mercure (II), de l'eau et de l'oxyde nitrique (II). [Allumé. ]
9. Réagit avec les métaux, produisant, selon la concentration et l'activité du métal, du nitrate d'ammonium, de l'hydrogène, de l'azote, de l'oxyde nitrique (I), de l'oxyde nitrique (II) ou de l'oxyde nitrique (IV) en mélange les uns avec les autres. [Allumé. ]
10. La térébenthine s'enflamme. [Allumé. ]
11. Dissout le sélénium, le tellure, l'arsenic. [Allumé. ]
12. L'acide nitrique concentré oxyde le sulfure de plomb en sulfate de plomb. [Allumé. ]
13. Un mélange d'acides nitrique et fluorhydrique est utilisé pour dissoudre le silicium, le titane, le niobium, le tantale, le zirconium, le hafnium, le tungstène, l'étain et leurs alliages. [Allumé. ]

Réactions dans lesquelles la substance n'est pas impliquée :

• Sous forme concentrée, il ne réagit pas avec l'aluminium, le chrome ou le fer en raison de la passivation. [Allumé. ]
• Sous forme concentrée, il ne réagit pas avec le calcium et le baryum en raison de la faible solubilité de leurs nitrates dans l'acide nitrique concentré. [Allumé. ]
• Ne réagit pas avec l'or, le platine, le rhodium, l'iridium, l'osmium, le ruthénium. [Allumé. ]
• En raison de la passivation, il ne réagit pas avec l'indium, le gallium, le niobium, le tantale, le thorium, le titane, le zirconium, le hafnium, le bore. [Allumé. ]

Densité: 1,36 (25°C, g/cm 3, état de la matière - cristaux

Indice de réfraction(pour la ligne D de sodium) : 1,397 (10,4°C)

La pression de vapeur(en mmHg) : 10 (-4,4°C) 100 (34,2°C)

Propriétés des solutions : -

Indicateurs de dissociation : pK a (1) = 4,42 (25°C, eau), pK a (2) = 5,28 (25°C, eau)

Point d'éclair dans l'air (en °C) : -

Point d'éclair dans l'air (°C) : -

Température d'auto-inflammation dans l'air (°C) : -

Dose mortelle (DL50, en mg/kg) : -

Enthalpie standard de formation ΔH (298 K, kJ/mol) :-174,1 (w)

Chaleur de combustion (kJ/mol) : -

Application: L'acide nitrique d'une pureté particulière est utilisé dans la production de semi-conducteurs, d'équipements électroniques, de métaux et alliages, de catalyseurs, de résines échangeuses d'ions, de lasers, d'éléments rares, ainsi que pour la recherche scientifique de précision.

Informations Complémentaires:

Lorsque le dioxyde d'azote est absorbé par l'acide nitrique, du nitrooléum se forme - un liquide jaunâtre fumant, un agent oxydant puissant. L'acide nitrique contenant 30 % de NO2 à une pression de 100 kPa bout à 38 C et contenant 40 % de NO2 à 29 C. Dans ce cas, la vapeur contient 96,5 % d'oxydes d'azote et 3,5 % de vapeur d'acide nitrique. L'acide incolore jaunit rapidement pendant le stockage en raison de la décomposition en dioxyde d'azote.

Ne réagit pas avec le platine et l'or. L'acide nitrique concentré passive le fer.

Dissout l'argent, le mercure, le cuivre avec formation de nitrates de ces métaux et libération de NO ou NO2. Avec les métaux précédant l'hydrogène, l'acide nitrique produit ses produits de réduction - nitrate d'ammonium, azote, oxyde nitrique (I), oxyde nitrique (II), oxyde nitrique (IV) ; le rapport des produits libérés dépend de l'activité du métal et de la concentration de l'acide. À certaines concentrations d'acide et sélection de métaux, de l'hydrogène peut être obtenu. Un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique est appelé « vodka regia » et dissout l'or et le platine.

L'acide nitrique dilué n'oxyde pas l'iodure d'hydrogène, contrairement à l'acide nitrique concentré. L'acide bouillant oxyde le soufre en acide sulfurique, le charbon et de nombreuses substances organiques en dioxyde de carbone.

L'acide nitrique est un acide monobasique fort. AVEC oxydes basiques, les bases et les sels d'acides faibles forment des sels hydrosolubles appelés nitrates.

Transport

L'acide nitrique d'une pureté particulière est versé dans des bouteilles en verre de 20 litres et immédiatement fermé par un dispositif de verrouillage. Les bouteilles en verre sont placées dans des fûts en polyéthylène. Le transport s'effectue par tous types de transports.

Stockage

Les bouteilles d'acide nitrique de haute pureté sont stockées dans des entrepôts simples et sombres, séparés des autres réactifs, à une température ne dépassant pas 30°C.

Acide nitrique- un liquide incolore « fumant » dans l'air avec une odeur âcre. Formule chimique HNO3.

Propriétés physiques.À une température de 42 °C, il durcit sous forme de cristaux blancs. L'acide nitrique anhydre bout à pression atmosphérique et 86 °C. Se mélange avec de l'eau dans des proportions arbitraires.

Lorsqu'il est exposé à la lumière, le HNO3 concentré se décompose en oxydes d'azote :

HNO3 est stocké dans un endroit frais et sombre. La valence de l'azote qu'il contient est de 4, le degré d'oxydation est de +5, le numéro de coordination est de 3.

HNO3 – acide fort. Dans les solutions, il se désintègre complètement en ions. Interagit avec les oxydes et les bases basiques, ainsi qu'avec les sels d'acides plus faibles. HNO3 a une forte capacité oxydante. Capable d'être réduit avec la formation simultanée de nitrate en composés, en fonction de la concentration, de l'activité du métal en interaction et des conditions :

1) concentré HN03, interagissant avec des métaux peu actifs, est réduit en oxyde d'azote (IV) NO2 :

2) si l'acide est dilué, alors il est réduit en oxyde nitrique (II) NON :

3 autres métaux actifs réduire l'acide dilué en oxyde nitrique (I) N2O :

Un acide très dilué est réduit en sels d'ammonium :

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti ne réagissent pas avec le HNO3 concentré, et Al, Fe, Co et Cr sont « passivés ».

4) HNO3 réagit avec les non-métaux, les réduisant en acides correspondants, et lui-même est réduit en oxydes :

5) HNO3 oxyde certains cations, anions et composés covalents inorganiques.

6) interagit avec de nombreux composés organiques - réaction de nitration.

Production industrielle d'acide nitrique : 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Ammoniac– Le NO se transforme en NO2 qui, avec l'eau en présence d'oxygène atmosphérique, produit de l'acide nitrique.

Catalyseur – alliages de platine. Le HNO3 résultant ne dépasse pas 60 %. Si nécessaire, il est concentré. L'industrie produit du HNO3 dilué (47 à 45 %) et du HNO3 concentré (98 à 97 %). L'acide concentré est transporté dans des réservoirs en aluminium, l'acide dilué est transporté dans des réservoirs en acier résistant aux acides.

34. Phosphore

Phosphore(R) est en 3ème période, dans le groupe V, du sous-groupe principal du système périodique de D.I. Mendeleïev. Numéro de série 15, charge nucléaire +15, Ar = 30,9738 a.u. m... a 3 niveaux d'énergie, il y a 15 électrons sur la couche énergétique, dont 5 de valence. Le phosphore a un sous-niveau d. Configuration électronique P : 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. La caractéristique est l'hybridation sp3, plus rarement sp3d1. La valence du phosphore est III, V. L'état d'oxydation le plus caractéristique est +5 et -3, moins caractéristique : +4, +1, -2, -3. Le phosphore peut présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices : accepter et donner des électrons.

Structure moléculaire : la capacité à former des liaisons β est moins prononcée que celle de l'azote - aux températures ordinaires en phase gazeuse, le phosphore se présente sous la forme de molécules P4, ayant la forme de pyramides équilatérales avec des angles de 60°. Les liaisons entre atomes sont covalentes et non polaires. Chaque atome P de la molécule est relié à d'autres atomes par des liaisons ?.

Propriétés physiques: Le phosphore forme trois allotropes : blanc, rouge et noir. Chaque modification a son propre point de fusion et de congélation.

Propriétés chimiques:

1) lorsqu'il est chauffé, P4 se dissocie de manière réversible :

2) au-dessus de 2000 °C, P2 se désintègre en atomes :

3) le phosphore forme des composés avec des non-métaux :

Se combine directement avec tous les halogènes : 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

Lorsqu'il interagit avec les métaux, le phosphore forme des phosphures :

En se combinant avec l'hydrogène, il forme du gaz phosphine : Р4 + 6Н2 = 4РН3 ?.

Lorsqu'il interagit avec l'oxygène, il forme l'anhydride P2O5 : P4 + 5O2 = 2P2O5.

Reçu: le phosphore est obtenu en calcinant le mélange Ca3(P O4 )2 avec du sable et du coke dans un four électrique à une température de 1500 °C sans accès à l'air : 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

Le phosphore n’est pas présent dans la nature sous sa forme pure, mais se forme à la suite d’une activité chimique. Les principaux composés naturels du phosphore sont les minéraux suivants : Ca3(PO4)2 – phosphorite ; Ca3(PO4)2?CaF2 (ou CaCl) ou Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – apatite. L'importance biologique du phosphore est grande. Le phosphore fait partie de certaines protéines végétales et animales : protéines du lait, du sang, du cerveau et des tissus nerveux. Une grande quantité est contenue dans les os des vertébrés sous forme de composés : 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 et 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Le phosphore est un composant essentiel des acides nucléiques, jouant un rôle dans la transmission des informations héréditaires. Le phosphore se trouve dans l'émail des dents et dans les tissus sous forme de lécithine - un composé de graisses avec des esters de phosphoroglycérol.