Empirický vzorec. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . NE
Molekulová hmotnost, kg/kmol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30.01
Skupenství. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . plynný
Vzhled. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . bezbarvý plyn
Vůně. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . nepřítomný
Aplikace: k získání NH2OH. Přítomný ve výfukových plynech při nedokonalém spalování paliva.
FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÉ VLASTNOSTI
Hustota při 20 °C a tlaku 101,3 kPa, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . .1.3402
Hustota kapalné fáze při minus 163°C, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1332
Teplota tání, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . mínus 163,5
Kritická teplota, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . mínus 93
Kritický tlak, MPa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.48
Tvořivé teplo, kJ/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .91.26
Konstanty Antoineovy rovnice, v teplotním rozsahu minus 233 – minus 178°С,
A. . . . . . . . . . . . 20,1314
V. . . . . . . . . . . . . 1572,52
S . . . . . . . . . mínus 4,88
Dynamická viskozita, Pa?s. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183? 10-7
Tepelná kapacita, J/(mol? K). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29,86
Molární objem v kritickém bodě, cm3/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58
:*t- pevná látka;
Rozpustnost ve vodě: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .málo rozpustný
Reaktivita: pod 1000 0C se prakticky nerozkládá. Nereaguje s vodou, zředěnými roztoky kyselin a zásad. Rozpustný v alkoholu, sirouhlíku a kyselině sírové. Za normálních podmínek rychle oxiduje na oxid dusičitý s rostoucí teplotou, rychlost reakce klesá. Přidá halogeny za vzniku nitrosylhalogenidů (NOHal). S kyselinou sírovou v přítomnosti vzduchu poskytuje kyselinu nitrosylsírovou (NO)HSO4. Redukován uhlíkem, fosforem, sírou, vodíkem, kovy, na dusík. Oxiduje se např. chromany a manganistany na kyselinu dusičnou. Tvoří nitrosokomplexy se solemi mnoha kovů.
SANITÁRNÍ A HYGIENICKÉ CHARAKTERISTIKY
Třída nebezpečnosti ve vzduchu pracovního prostoru. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r. ve vzduchu pracovního prostoru (z hlediska NO2), mg/m3. . . . . . . . . . . 5,0
Kód látky znečišťující ovzduší. . . . . . . . . . . . . . . . . 0304
Třída nebezpečnosti v atmosférickém vzduchu. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r./s.s. v atmosférickém vzduchu, mg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0,4/0,06
Účinek na člověka: krevní jed, má přímý účinek na centrální nervový systém.
Opatření první pomoci pro oběti expozice látce: odstranit oběť ze škodlivého ovzduší. Pokud je dýchání narušeno - kyslík. Při reflexních poruchách dýchání a srdeční činnosti se používá tzv. protikouřová směs (chloroform 40 dílů, 96% etylalkohol 4 díly, éter síry 20 dílů); Do této směsi přidejte 5 kapek amoniaku. Při podráždění dýchacích cest - sodové inhalace, horké mléko se sodou nebo alkalická minerální voda. V případě těžké otravy - hospitalizace.
Preventivní opatření: utěsnění zařízení a komunikací, větrání prostor. Při provádění elektrického a plynového svařování uvnitř zařízení, obecně ve stísněných a stísněných prostorách, je nutné přivádět čerstvý vzduch k vytěsnění oxidů dusíku
Ochranné prostředky: filtrační průmyslová plynová maska. Izolační hadicové plynové masky s přívodem čistého vzduchu. Utěsněné brýle s polomaskou. Gumové rukavice odolné proti kyselinám, bezešvé, perchlorovinylové bezešvé; kyselinovzdorné rukavice KR; rukavice potažené latexem. Pracovní oděvy potažené vrstvou perchlorovinylové pryskyřice nebo vyrobené z tkaniny upravené parafín-stearin-fosfátovou emulzí a latexem SVKh-1. Boty, kalhoty přes boty.
POŽÁRNÍ A VÝBUCHOVÉ VLASTNOSTI
Skupina hořlavosti. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . nehořlavý, hořlavý plyn
Oxidy jsou binární sloučeniny chemických prvků s atomem kyslíku, jejichž oxidační stav je 2-. Dusík, který je méně elektronegativní, tvoří s kyslíkem různé kombinace. Tyto sloučeniny patří do různých tříd látek. Oxid dusnatý obsahuje kyslík v množství, které určuje mocenství prvku N. Pohybuje se od 1 do 5.
Jaké jsou oxidy?
Existuje asi tucet dusíkatých sloučenin obsahujících prvek O. Z nich je pět nejběžnějších: jednomocný oxid, dvojmocný oxid, trojmocný oxid, čtyřmocný oxid a pětimocný oxid.
Zbývající sloučeniny jsou považovány za méně běžné. Patří mezi ně čtyřmocný oxid dusnatý ve formě dimeru, nestabilní molekuly nitrilazidu, nitrosylazidu, trinitramidu a nitrátového radikálu.
Vzorce oxidu dusíku
Níže jsou uvedena označení nejvýznamnějších sloučenin prvku N.
Jedná se především o oxid dusnatý, jehož vzorec se skládá ze dvou chemických symbolů - N a O. Za nimi následují indexy v závislosti na stupni oxidace atomů.
- Monovalentní oxid dusíku má vzorec N 2 O. V něm je atom N nabitý +1.
- Dvojmocný oxid dusíku má vzorec NO. Atom N v něm je nabitý +2.
- Trojmocný oxid dusíku má vzorec N203. Atom N v něm je nabitý +3.
- Čtyřmocný oxid dusnatý, jehož vzorec je NO 2, má náboj atomu N +4.
- Sloučenina pětimocného kyslíku je označena N2O5. Atom N v něm je nabitý +5.
Popis monovalentního oxidu dusnatého
Nazývá se také didusík, oxid dusný a rajský plyn. Posledně jmenovaný název pochází z akce spojené s intoxikací.
Oxid dusnatý s valencí I existuje za normálních teplotních podmínek ve formě nehořlavého plynu, bezbarvého, který má příjemnou nasládlou chuť a vůni. Vzduch je lehčí než tato sloučenina. Oxid se rozpouští ve vodném prostředí, ethanolu, etherech a kyselině sírové.
Voda, alkalické a kyselé roztoky s ním nejsou schopny reagovat, netvoří soli. Nevznítí se, ale je schopen podporovat spalovací proces.
Amoniak přeměňuje oxid dusnatý na azid (N3NH4).
Při spojení s molekulami etherů, chlorethanu a cyklopropanu vzniká výbušná směs.
Normální podmínky přispívají k jeho setrvačnosti. Při zahřívání se látka redukuje.
Popis dvojmocného oxidu dusíku
Nazývá se také monoxidový, oxidový nebo nitrosylový radikál. Za normální teploty je to bezbarvý, nehořlavý plyn, málo rozpustný ve vodném prostředí. Oxiduje se vzduchem za vzniku NO 2. Jeho kapalné a pevné formy zmodrají.
Oxid dusnatý může být redukčním činidlem při reakcích s halogeny. Produktem jejich adice je nitrosylhalogenid, který má vzorec NOBr.
Oxid siřičitý a další silná redukční činidla oxidují NO za vzniku molekul N2.
Popis trojmocného oxidu dusíku
Říká se jim dusíkatý anhydrid. V normálním stavu to může být kapalina s modrou barvou a standardní parametry prostředí přeměňují oxid na formu bezbarvého plynu. Je stabilní pouze při nízkých teplotách.
Molekuly N 2 O 3 se během zahřívání disociují a uvolňují mono- a divalentní oxid.
Přidává vodu jako anhydrid za vzniku kyseliny dusité a s alkáliemi tvoří soli ve formě dusitanů.
Popis čtyřmocného oxidu dusíku
Jiným způsobem se nazývá oxid. Existuje ve formě hnědočerveného plynu, který má štiplavý zápach a může to být také nažloutlá kapalina.
Odkazuje na kyselé oxidy, které mají dobře vyvinutou chemickou aktivitu.
Jeho molekuly oxidují nekovy za vzniku sloučenin obsahujících kyslík a volný dusík.
Oxid reaguje s čtyřmocným a šestimocným oxidem síry. Výsledkem je kyselina sírová. Způsob jeho syntézy se nazývá nitrous.
Oxid dusnatý může být rozpuštěn ve vodném prostředí. Výsledkem této reakce je kyselina dusičná. Tento proces se nazývá disproporcionace. Mezisložkou je kyselina dusitá, která se rychle rozkládá.
Pokud je čtyřmocný oxid dusíku rozpuštěn v alkálii, vznikají roztoky dusičnanů a dusitanů. Jeho kapalnou formu můžete použít k reakci s kovem, pak získáte bezvodou sůl.
Popis pětimocného oxidu dusíku
Nazývá se také oxid dusný, dusičnan nitronium, nitrilnitrát nebo anhydrid dusnatý.
Existuje ve formě bezbarvých krystalů, které jsou těkavé a nestabilní. Jejich stabilita je pozorována při nízkých teplotách. Tato struktura je tvořena dusičnanovými a dusitanovými ionty.
V plynné formě má látka formu anhydridu NO 2 −O−NO 2.
Pětimocný oxid dusnatý má kyselé vlastnosti. Snadno se rozkládá a uvolňuje kyslík.
Látka reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusičné.
Alkálie rozpouštějí anhydrid a uvolňují dusičnanové soli.
Jak vznikají oxidy dusíku?
Oxid N2O vzniká opatrným zahříváním dusičnanu amonného v suché formě, ale tento způsob může být doprovázen výbuchem.
Výhodným způsobem výroby monovalentního oxidu je působení koncentrované kyseliny dusičné na kyselinu sulfamovou. Hlavní podmínkou je topení.
Nitrosyl neboli NO je speciální oxid dusnatý, který vzniká interakcí molekul N 2 a O 2 . Důležitou podmínkou pro takový proces je silné zahřátí nad 1000 °C.
Přirozený způsob výroby je spojen s výboji blesku v atmosférickém vzduchu. Tento oxid se rychle spojuje s molekulami kyslíku za vzniku oxidu.
Laboratorní metoda syntézy NO spočívá v reakci kovů a nekoncentrované kyseliny dusičné. Příkladem takové reakce by byla interakce mědi s HNO 3 .
Dalším způsobem tvorby oxidu dusnatého je reakce chloridu železnatého s dusitanem sodným a kyselinou chlorovodíkovou. Výsledkem procesu jsou chloridy trojmocného železa a sodného, voda a samotný oxid.
V průmyslovém měřítku se vyrábí oxidací molekul amoniaku při zahřívání a pod vysokým tlakem. Urychlovačem procesu je oxid platina nebo trojmocný chrom.
Dioxid neboli NO 2 se získává reakcí trojmocného oxidu arsenu s 50% kyselinou dusičnou, která se po kapkách nanáší na povrch pevného činidla. Vzniká směs dvojmocných a čtyřmocných oxidů dusíku.
Pokud se ochladí na teplotu -30 °C, syntetizuje se anhydrid dusný neboli N 2 O 3.
Získává se v práškové formě průchodem elektrického proudu jeho plynnou formou.
Pokud je škrobový prášek vystaven kyselině dusičné o koncentraci 50 %, uvolňuje se dvojmocný a čtyřmocný oxid dusíku, oxid uhličitý a voda. Následně se z prvních dvou získaných sloučenin vytvoří molekula N 2 O 3.
V důsledku tepelného rozkladu nitrosloučeniny olova se uvolňuje volný kyslík a oxid olovnatý.
Anhydrid neboli N 2 O 5 vzniká v důsledku odštěpení molekuly vody z kyseliny dusičné působením oxidu pětimocného fosforu.
Dalším způsobem jeho syntézy je průchod suchého chlóru přes bezvodý dusičnan stříbrný.
Pokud je oxid dusičitý vystaven působení molekul ozonu, vzniká N2O5.
Oxid dusnatý je inertní plyn, který nemá aromatické vlastnosti ani barvu. Existuje několik spojení:
· Oxid (I) netvoří sůl. Pokud je koncentrace vysoká, může způsobit stimulaci nervového systému. Říká se mu také rajský plyn. Oxid dusnatý našel své použití jako mírná anestezie v lékařství;
· Oxid dusnatý je bezbarvý plyn. Vlastností oxidu dusnatého (II) je jeho nízký stupeň rozpustnosti ve vodě;
· Oxid (III) je kapalina tmavě modré barvy. Za normálních podmínek vykazuje nestabilitu. Při interakci s vodou je schopen tvořit kyselinu dusitou;
· Oxid (IV) má plynnou formu, jeho barva je hnědá. V tomto stavu je látka těžší než vzduch, a proto se dá snadno stlačit. Jednou z vlastností oxidu dusnatého je schopnost interagovat s vodou a alkalickými roztoky; Oxid (V) je látka v krystalické formě bez barvy. Vykazuje vlastnosti silného oxidačního činidla
Oxid dusnatý (II) (oxid dusnatý, oxid dusnatý, nitrosylový radikál) NO
Vezměme v úvahu oxid dusnatý (II)NO – nesolnotvorný oxid dusnatý. Je to bezbarvý plyn, špatně rozpustný ve vodě. S obtížemi zkapalňuje; v kapalné a pevné formě má modrou barvu.
Přítomnost nepárového elektronu určuje tendenci NO tvořit slabě vázané dimery N 2 O 2 . Kapalný oxid dusíku (II) se skládá z 25 % molekul N 2 O 2 a pevný oxid se skládá výhradně z nich.
Účtenka.
Oxid dusnatý (II) je jediný oxid dusíku, který lze získat přímo z volných prvků spojením dusíku s kyslíkem při vysokých teplotách (1200-1300 °C) nebo elektrickým výbojem. V přírodě se tvoří v atmosféře při výbojích blesku:
a okamžitě reaguje s kyslíkem:
Při poklesu teploty se oxid dusíku (II) rozkládá na dusík a kyslík, ale pokud teplota prudce klesne, pak oxid, který neměl čas se rozložit, existuje poměrně dlouho: při nízkých teplotách je rychlost rozkladu nízká. . Toto náhlé ochlazení se nazývá „zhášení“ a používá se v jedné z metod výroby kyseliny dusičné.
V laboratoři obvykle se získává reakcí 30% HNO3 s určitými kovy, například mědí:
Čistší NO, nekontaminovaný nečistotami, lze získat následujícími reakcemi:
Průmyslová metoda na bázi oxidace amoniaku při vysoké teplotě a tlaku za účasti Pt, Cr 2 O 3 (jako katalyzátorů):
Chemické vlastnosti.
Při pokojové teplotě a atmosférickém tlaku dochází k oxidaci NO vzdušným kyslíkem okamžitě:
NO se také vyznačuje adičními reakcemi halogenů za vzniku nitrosylhalogenidů při této reakci NO vykazuje vlastnosti redukčního činidla:
V přítomnosti silnějších redukčních činidel vykazuje NO oxidační vlastnosti:
NO je mírně rozpustný ve vodě a nereaguje s ní, je to oxid netvořící sůl.
Fyziologické působení.
Oxid dusnatý (bílý) v cytoplazmě buněk jehličnatých stromů hodinu po mechanickém působení. Tmavě zelené kruhy v buňkách jsou jádra v některých jádrech jsou viditelná jadérka (světle zelená).
Jako všechny oxidy dusíku (kromě N 2 O) je NO toxický a při vdechování působí na dýchací cesty.
Během posledních dvou desetiletí bylo zjištěno, že tato molekula NO má široké spektrum biologických účinků, které lze rozdělit na regulační, ochranné a škodlivé. NO se podílí na regulaci intracelulárních a mezibuněčných signálních systémů. Oxid dusnatý produkovaný buňkami cévního endotelu je zodpovědný za relaxaci hladkého svalstva cév a jejich dilataci, zabraňuje agregaci krevních destiček a adhezi neutrofilů k endotelu a podílí se na různých procesech v nervovém, reprodukčním a imunitním systému. NO má také cytotoxické a cytostatické vlastnosti. Zabíječské buňky imunitního systému používají oxid dusnatý k ničení bakterií a rakovinných buněk. Poruchy biosyntézy a metabolismu NO jsou spojeny s nemocemi, jako je esenciální arteriální hypertenze, ischemická choroba srdeční, infarkt myokardu, primární plicní hypertenze, bronchiální astma, neurotická deprese, epilepsie, neurodegenerativní onemocnění (Alzheimerova choroba, Parkinsonova choroba), diabetes mellitus, atd.
Oxid dusnatý lze syntetizovat několika způsoby. Rostliny využívají neenzymatickou fotochemickou reakci mezi NO 2 a karotenoidy.
Charakteristickým rysem NO je schopnost rychle (za méně než 5 sekund) difundovat přes membránu buňky, která jej syntetizovala, do mezibuněčného prostoru a snadno (bez účasti receptorů) pronikat do cílových buněk. Uvnitř buňky některé enzymy aktivuje a jiné inhibuje, čímž se podílí na regulaci buněčných funkcí. Oxid dusnatý je v podstatě lokální tkáňový hormon. NO hraje klíčovou roli v inhibici aktivity bakteriálních a nádorových buněk tím, že buď blokuje některé jejich enzymy obsahující železo, nebo poškozuje jejich buněčné struktury oxidem dusnatým nebo volnými radikály generovanými z oxidu dusnatého. Zároveň se v místě zánětu hromadí superoxid, který způsobuje poškození proteinů a lipidů buněčných membrán, což vysvětluje jeho cytotoxický účinek na cílovou buňku. V důsledku toho může NO, nadměrně se hromadící v buňce, působit dvěma způsoby: na jedné straně způsobovat poškození DNA a na straně druhé působit prozánětlivě.
Oxid dusnatý je schopen iniciovat tvorbu krevních cév. V případě infarktu myokardu hraje oxid dusnatý pozitivní roli tím, že vyvolává nový vaskulární růst, ale u rakoviny stejný proces způsobuje rozvoj nádorů podporou výživy a růstu rakovinných buněk. Na druhou stranu to zlepšuje dodávání oxidu dusnatého do nádorových buněk. Poškození DNA vlivem NO je jedním z důvodů rozvoje apoptózy (naprogramovaný proces buněčné „sebevraždy“ zaměřený na odstranění buněk, které ztratily svou funkci). V experimentech byla pozorována deaminace deoxynukleosidů, deoxynukleotidů a intaktní DNA při vystavení roztoku nasycenému NO. Tento proces je zodpovědný za zvýšení citlivosti buněk k alkylačním činidlům a ionizujícímu záření, které se využívá v protinádorové terapii.
II Složení a struktura HNO3
1. Reakce s kovy. Vzhledem k tomu, že atom dusíku v kladných oxidačních stavech je oxidační činidlo a čím vyšší je oxidační stav, tím silnější je schopnost přijímat elektrony z jiných atomů, pak budou oxidy dusíku reagovat s kovy - v podstatě redukčními činidly. Výsledné produkty mohou být zcela odlišné, v závislosti na reakčních podmínkách a samotném kovu. Například horké mědi se všechny oxidy dusíku vzdávají kyslíku a samy se mění v jednoduchou látku dusík:
Podle množství vytvořeného oxidu mědi a oxidu dusíku lze určit, který oxid dusíku reagoval s mědí.
2. Reakce s nekovy. Nejprve se podívejme na reakce s kyslíkem. Zde je rozdíl mezi oxidy, a to velmi významný.
Oxid NO reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu dusnatého (IV). Reakce je reverzibilní. Navíc s rostoucí teplotou rychlost této reakce klesá:
2NO + O2 = 2NO2.
Oxid NO2 vůbec nereaguje s kyslíkem.
Ozon přeměňuje oba oxidy na oxid dusíku (V).
Oxid dusnatý NO zcela absorbuje ozón:
2NO + 03 = N205.
Oxid dusnatý (IV) NO2 při reakci s ozonem také uvolňuje kyslík:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2.
3. Reakce s vodou. NO oxid nereaguje s vodou. Oxid NO2 tvoří s vodou dvě kyseliny - dusičnou (oxidační stupeň dusíku +5) a dusitou (oxidační stupeň dusíku +3). V přítomnosti kyslíku se oxid NO2 zcela přemění na kyselinu dusičnou:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2,
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03.
4. Reakce s kyselinami. Žádný z oxidů - NO nebo NO2 - nereaguje s kyselinami.
5. Reakce s alkáliemi. Oba oxidy dusíku reagují s alkáliemi.
Oxid NO tvoří s alkálií sůl kyseliny dusité, oxidu dusnatého (I) a dusíku:
10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.
Oxid NO2 tvoří soli dvou kyselin s alkálií - dusičné a dusité:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.
Vraťme se k naší záhadě oxidačních stavů. Při přechodu kyslíkových sloučenin dusíku ze stavu „plyn“, kde se můžete volně pohybovat, do stavu „vodného roztoku“, kde je větší shon, kde vzkvétá kolektivismus, kde existují a aktivně působí molekuly polární vody, nikdo nedovolí, aby molekula, atom nebo ion byly samy, dojde ke „změně orientace“. Právě liché oxidační stavy se stávají stabilními, jak se sluší na prvek z liché skupiny. (Stabilní je však relativně. Kyselina dusitá může například existovat pouze v roztoku, jinak se rozkládá. Ale kyseliny formálně odpovídající oxidům dusíku (II) a (IV) vůbec neexistují. Vše se pozná srovnáním. )
Zajímavé je, že s alkáliemi reaguje nejen zřetelně kyselý oxid NO2, ale i NO, který je svými vlastnostmi a stupněm oxidace nekyselý a získávají se sloučeniny jiných oxidačních stavů - liché! Tajný? Kompletní kyselina, molekulární struktura a příprava.
Experimentálně bylo prokázáno, že v molekule kyseliny dusičné mezi dvěma atomy kyslíku a atomem dusíku jsou dvě chemické vazby naprosto totožné – vazby jedna a půl. Oxidační stav dusíku je +5 a valence je IV.
Fyzikální vlastnosti
Kyselina dusičná HNO3 v čisté formě je bezbarvá kapalina s ostrým dusivým zápachem, neomezeně rozpustná ve vodě; t°pl.= -41°C; t°varu = 82,6 °C, r = 1,52 g/cm3. V malém množství se tvoří při výbojích blesku a je přítomen v dešťové vodě.
Pod vlivem světla se kyselina dusičná částečně rozkládá s uvolňováním NO2 a díky tomu získává světle hnědou barvu:
N2 + O2 bleskové elektrické výboje→ 2NO
2NO + O2 → 2NO2
4HNO3 světlo → 4NO2 (hnědý plyn) + 2H2O + O2
Vysoká koncentrace kyseliny dusičné uvolňuje do vzduchu plyny, které se v uzavřené láhvi nacházejí ve formě hnědých par (oxidy dusíku). Tyto plyny jsou velmi jedovaté, takže je třeba dávat pozor, abyste je nevdechli. Kyselina dusičná oxiduje mnoho organických látek. Papír a tkaniny se ničí v důsledku oxidace látek, které tyto materiály tvoří. Koncentrovaná kyselina dusičná způsobuje těžké popáleniny při dlouhodobém kontaktu a zežloutnutí kůže na několik dní při krátkém kontaktu. Žloutnutí kůže ukazuje na destrukci bílkovin a uvolňování síry (kvalitativní reakce na koncentrovanou kyselinu dusičnou – žluté zbarvení v důsledku uvolňování elementární síry při působení kyseliny na bílkovinu – xantoproteinová reakce). To znamená, že se jedná o popálení kůže. Abyste předešli popáleninám, měli byste pracovat s koncentrovanou kyselinou dusičnou a používat gumové rukavice.
Účtenka
1. Laboratorní metoda
KNO3 + H2SO4 (konc) → KHSO4 + HNO3 (při zahřátí)
2. Průmyslová metoda
Provádí se ve třech fázích:
a) Oxidace amoniaku na platinovém katalyzátoru na NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Podmínky: katalyzátor – Pt, t = 500˚С)
b) Oxidace NO na NO2 vzdušným kyslíkem
2NO + O2 → 2NO2
c) Absorpce NO2 vodou za přítomnosti přebytku kyslíku
4NO2 + O2 + 2H2O ↔ 4HNO3 a 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (bez přebytku kyslíku)
aplikace
