Kyselina dusičná

chemická sloučenina

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]

Kyselina dusičná
Strukturní vzorec
Strukturní vzorec
Model molekuly kyseliny dusičné
Model molekuly kyseliny dusičné
Obecné
Systematický názevKyselina dusičná
Triviální názevlučavka
Ostatní názvyaqua fortis (silná voda)
šalvostr
Latinský názevAcidum nitricum
Anglický názevNitric acid
Německý názevSalpetersäure
Sumární vzorecHNO3
Vzhledbezbarvá kapalina (čistá zbarvena do žluta)
Identifikace
Registrační číslo CAS7697-37-2
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)231-714-2
Indexové číslo007-004-00-1
PubChem944
ChEBI48107
UN kód2031
Číslo RTECSQU5775000
Vlastnosti
Molární hmotnost63,013 g/mol
Molární koncentrace cM7,913 mol/dm3 (20 °C, 40% roztok)
Teplota tání−41,59 °C
Teplota varu84,1 °C
120,7 °C (vodný azeotrop)
Hustota1,521 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 koeficient1,561 cP (20 °C, 40% roztok)
Kinematický viskozitní koeficient1,252 cS (20 °C, 40%roztok)
Index lomunD= 1,397 (16 °C)
nD= 1,386 7 (20 °C, 40% roztok)
Disociační konstanta pKa−1,4
Rozpustnost ve voděneomezeně mísitelná
Relativní permitivita εr22 (−34 °C)
Měrná magnetická susceptibilita−3,93×10−6 cm3g−1
Struktura
Dipólový moment7,205×10−30 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°−173,22 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt166,2 J/g
Entalpie varu ΔHv620 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 cp1,744 JK−1g−1
Bezpečnost
GHS03 – oxidační látky
GHS03
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
[1]
Nebezpečí[1]
H-větyH272 H314
R-větyR8 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.

Fyzikální vlastnosti editovat

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 NOx), někdy nazývaných nitrózní plyny, proto se uchovává v lahvích s tmavým sklem a dvojitým uzávěrem.

Chemické vlastnosti editovat

 
Kyselina dusičná

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

Acidobazické vlastnosti editovat

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 editovat

Reakce s kovy editovat

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 HNO3Cu(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 editovat

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 editovat

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 editovat

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 editovat

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 editovat

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:

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

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

  1. 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
  2. 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 editovat

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 editovat

Reference editovat

  1. a b 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. 

Literatura editovat

  • 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 editovat