Lämmastikhape

Allikas: Vikipeedia

Omadused

Üldised omadused
Nimetus	Lämmastikhape
Keemiline valem	HNO3
Välimus	Värvuseta või pruun vedelik
Füüsikalised omadused
Molekuli mass	63,0 amü
Sulamistemperatuur	231 K (–42 °C)
Keemistemperatuur	356 K (83 °C)
Tihedus	1,522×103 kg/m3
Lahustuvus	Segunev
Termokeemia
ΔfH0gaas	–134,31 kJ/mol
ΔfH0vedel	–174 kJ/mol
ΔfH0tahke	–184 kJ/mol
S0gaas, 1 bar	266,39 J/mol·K
S0vedel, 1 bar	156 J/mol·K
S0tahke	? J/mol·K
Ohutus
Suu kaudu manustamine	Võib vigastada seedeelundeid.
Nahk	Võib põhjustada tõsiseid põletushaavu, arme, plekke jms.
Silmad	Väga ohtlik
Kasutatakse SI-süsteemi ühikuid. Kui pole teisiti öeldud, eeldatakse normaaltingimusi.

Lämmastikhape (varem: salpeeterhape; HNO₃) on söövitav, värvuseta, teravalõhnaline vedelik ning mürgine hape, mis võib põhjustada tõsiseid põletushaavu. Lämmastikhape on laialt levinud hapetest üks tugevamaid happeid. Lämmastikhappel on iseloomulik terav lämmatav lõhn, mis pisut meenutab kloori lõhna. Toatemperatuuril eraldub kontsentreeritud, veevabast lämmastikhappest punast või kollast suitsu.

Kontsentreeritud lämmastikhapet nimetatakse suitsevaks lämmastikhappeks. Et ta sisaldab lahustunud lämmastikdioksiidi, on ta punakat (kollakat, pruunikat) värvi. Ta on väga tugev oksüdeerija, mis võib orgaanilisi, kergsüttivaid aineid süüdata.

Lämmastikhape on lämmastiku hapnikhapetest kõige tuntum ja kõige püsivam. Ta kuulub mineraalhapete ja ühealuseliste hapete hulka.

Sisukord 1 Füüsikalised omadused 1.1 Tihedus 1.2 Sulamistemperatuur 1.3 Keemistemperatuur 1.4 Värvus 1.5 Aurud 2 Keemilised omadused 3 Vesilahuste tüübid 4 Toime inimese organismile 5 Saamine 6 Kasutamine 7 Lämmastikushape 8 Välislingid

[redigeeri] Füüsikalised omadused

99-protsendilise lämmastikhappe

• tihedus on umbes 1,52 g/cm³
• sulamistemperatuur on umbes –41,7 °C
• keemistemperatuur on umbes 84 °C (lämmastikhape laguneb, eraldub lämmastikdioksiid)

[redigeeri] Tihedus

Tihedus on 100-protsendisel happel 1,5 g/cm³, 70-protsendisel 1,4 g/cm³ ja 20-protsendisel 1,1 g/cm³.

[redigeeri] Sulamistemperatuur

Sulamistemperatuur on 100-protsendisel happel –42 °C, 70-protsendisel –40 °C ja 20-protsendisel –19 °C.

[redigeeri] Keemistemperatuur

Keemistemperatuur on 100-protsendisel happel 84 °C, 70-protsendisel 122 °C ja 20-protsendisel 104 °C.

[redigeeri] Värvus

Kuigi lämmastikhape ise on värvuseta, on tal enamasti punakaspruunikas või kollakas varjund, sest lagunemisel eraldub temast lämmastikdioksiidi, mis temas lahustub ja annab lahusele värvi.

[redigeeri] Aurud

Lämmastikhappe aurud on õhust 3,2 korda raskemad.

Auru rõhk 20 °C juures on 100-protsendisel happel 5,6 kPa, 70-protsendisel 1,0 kPa ja 20-protsendisel 2,0 kPa.

[redigeeri] Keemilised omadused

Lämmastikhapet võib vaadelda koosnevana lämmastikpentoksiidist (N₂O₅) ja veest (H₂O). Lämmastikuaatomil on ühendis maksimaalne oksüdatsiooniaste (+5). Selline lämmastiku ühend on samaaegselt nii tugev hape kui ka tugev oksüdeerija.

Lämmastikhape on tugev hape: lahjades vesilahuses dissotsieerub ta peaaegu täielikult nitraatiooniks NO₃⁻ ja hüdraaditud vesinikiooniks (hüdratiseeritud prootoniks, hüdrooniumiooniks):

HNO₃ + H₂O => H₃O⁺ + NO₃^–

Lämmastikhape reageerib alustega. Reaktsiooni saadusteks on nitraat (sool) ja vesi. Näiteks kaaliumhüdroksiidiga (KOH) toimub reaktsioon

HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O

Tekib kaaliumnitraat ehk salpeeter (KNO₃).

Nitraadid tekivad ka metallioksiidide ja sooladega reageerimisel. Näiteks reaktsioon kaltsiumoksiidiga annab kaltsiumnitraadi:

2HNO₃ + CaO = Ca(NO₃)₂ + H₂O

Reaktsioon kaaliumkarbonaadiga annab kaaliumnitraadi:

2HNO₃ + K₂CO₃ = 2KNO₃ + CO₂ + H₂O

Lämmastikhappe soolad (sisaldavad nitraatiooni) on nitraadid. Valdav enamik neist lahustub väga hästi vees. Seetõttu lahustub lämmastikhappes enamik metalle, mis on ühtlasi reaktsioon lämmastikhappega. Eranditeks on kuld, plaatina ja iriidium, mille lahustamiseks kasutatakse lämmastikhappe ja soolhappe segu ehk kuningvett. Alumiinium, raud ja kroom ei reageeri kontsentreeritud lämmastikhappega sellepärast, et metalli pinnale tekib selle metalli vastupidav oksiidist kaitsekiht. Seetõttu hoitakse kontsentreeritud lämmastikhapet alumiinium-, raud- või klaasanumates.

Metallidega reageerimisel tekib olenevalt metallist, happe kontsentratsioonist ja temperatuurist ka lämmastiku oksiide (dilämmastikoksiid, lämmastikoksiid, lämmastikdioksiid), ammoniaak ja vaba lämmastik.

Kontsentreeritud lämmastikhape on tugev oksüdeerija. Reaktsioonid tsüaniidide, karbiidide, metallipulbrite ja muude ainetega võivad tekitada plahvatuse. Seetõttu tuleb lämmastikhapet orgaanilistest ühenditest eemal hoida.

Lämmastikhape reageerib ka mittemetallidega. Näiteks reageerimisel arseeni, fosfori ja väävliga tekib hape, reageerimisel süsinikuga oksiid:

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO (väävelhape)

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O (süsinikdioksiid)

Lämmastikhape reageerib ka paljude orgaaniliste ühenditega. Mitmete orgaaniliste ainetega, näiteks tärpentiniga, on reaktsiooni kulg äge. Võimalik on isesüttimine.

Lämmastikhape laguneb valguse toimel pikkamööda lämmastikdioksiidiks, hapnikuks ja veeks:

4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + H₂O

[redigeeri] Vesilahuste tüübid

Lämmastikhape seguneb veega igas vahekorras.

Müügil olevates lämmastikhappelahustes on happe kontsentratsioon tavaliselt 52%–68,4%. Kontsentreeritud lämmastikhappena müüakse tavaliselt aseotroopset segu, mis sisaldab 68,4% lämmastikhapet. Aseotroopse segu kontsentratsioon aurude eraldumisel ei muutu. Selle keemistemperatuur on 121,9 °C ja tihedus 1,43 g/cm³.

Lahjendatud lämmastikhapet toodetakse tavaliselt 25-protsendilisena.

Kui kontsentratsioon ületab 86%, on tegemist suitseva lämmastikhappega: sellest eraldub suitsuna lämmastiku oksiide. Seda saab lahutada kaht liiki suitsevaks happeks: valgeks suitsevaks lämmastikhappeks ja punaseks suitsevaks lämmastikhappeks. Toodetakse tavaliselt 98–99-protsendilist suitsevat lämmastikhapet.

Valge suitsev lämmastikhape on väga lähedane veevabale lämmastikhappele. Ühe standardi järgi ei tohi veesisaldus selles ületada 2% ja lahustunud lämmastikdioksiidi (NO₂) sisaldus 0,5%.

Punane suitsev lämmastikhape sisaldab lahustunud lämmastikdioksiidi, nii et lahus on punakaspruun. Olenevalt standardist peab NO₂ sisaldus olema näiteks vähemalt 17% või vähemalt 13%.

Kui lisada suitsevale lämmastikhappele 0,6...0,7% vesinikfluoriidi (HF), saadakse inhibiitoriga suitsev lämmastikhape. Fluoriidi lisatakse selleks, et metallmahutid ei söövituks: metalli pinnale tekib selle metalli fluoriidi kiht. Inhibiitoriga suitsevat lämmastikhapet kasutatakse vedelkütusega rakettides oksüdeerijana.

[redigeeri] Toime inimese organismile

Lämmastikhape on söövitav. Sisse võtmisel võib tekkida seedeelundite söövitus. Aurude sissehingamine ärritab limaskesti ja võib neid tõsiselt kahjustada. Lämmastikhappe sattumine silma võib põhjustada nägemise kaotust. Happe sattumisel nahale võivad tekkida plekid ja põletused.

Kokkupuutel kontsentreeritud lämmastikhappega värvub inimese nahk kollaseks, sest valkudes on aluselisi aminohappeid, mis lämmastikhappega reageerivad (nireeruvad). Kui nahal olevat hapet leelisega neutraliseerida, muutub nahk oranžiks.

Töötamisel lämmastikhappega tuleb kanda kaitseriietust. Aure ei tohi sisse hingata. Kui hapet satub silma, tuleb silmi põhjalikult loputada ning arsti poole pöörduda. Õnnetuse puhul tuleb kohe arst kutsuda.

[redigeeri] Saamine

Lämmastikhapet saadakse lämmastikdioksiidi (NO₂) ja vee reageerimisel:

NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Laboratooriumis valmistatakse lämmastikhapet kaaliumnitraadist või naatriumnitraadist:

KNO₃ + H₂SO₄ = KHSO₄ + HNO₃

Tööstuslikul tootmisel kasutatakse ammoniaagi katalüütilist oksüdatsiooni (Ostwaldi protsess). Varem kasutati lämmastikhappe tootmiseks looduslikke sooli.

Väga puhta lämmastikhappe saamine nõuab tavaliselt destilleerimist. Selles protsessis tekib lämmastikhappe aseotroopne segu veega, milles on 68% HNO₃ ja 32% vett.

[redigeeri] Kasutamine

Lämmastikhapet kasutatakse laboratooriumis reaktiivina, lõhkeainete (näiteks nitroglütseriini ja trotüüli) valmistamisel ning lämmastikväetiste (näiteks ammooniumnitraadi) ja liitväetiste tootmisel.

Seda kasutatakse veel metallurgias ja toorainete töötlemisel, sest ta reageerib enamiku metallidega. Lämmastikhappe abil söövitatakse metalle.

Raketitehnikas kasutatakse inhibiitoriga suitsevat lämmastikhapet.

Samuti kasutatakse lämmastikhapet väävelhappe ja orgaaniliste nitroühendite tootmisel.

Kontsentreeritud lämmastikhappe ja soolhappe segu vahekorras 1:3 on kuningvesi, üks vähestest reaktiividest, mis suudab lahustada kulda ja plaatina.

Lämmastikhapet sisaldub ka happevihmades.

[redigeeri] Lämmastikushape

Lämmastikhapet ja tema soolasid (nitraate) ei tohi segamini ajada lämmastikushappe ja tema soolade, nitrititega.

[redigeeri] Välislingid