nìtrico

Definizione

agg. (sm. pl.-ci) [sec. XIX; da nitro-]. Di composti dell'azoto pentavalente: acido nitrico; anidride nitrica, nella nomenclatura moderna pentaossido di azoto.

Acido nitrico: generalità

Composto chimico di formula HNO₃. Il nome deriva da quello del nitro o salnitro, designante il nitrato di potassio dal quale, per azione dell'acido solforico, era ottenuto dagli alchimisti che lo indicavano col nome di acquaforte. L'acido nitrico puro e anidro è un liquido incoloro che esposto alla luce si colora in giallo per lenta decomposizione in acqua, ossigeno e ipoazotide; questa resta disciolta nell'acido conferendogli un colore giallo più o meno carico. L'acido nitrico è miscibile con l'acqua in tutti i rapporti e forma con essa un azeotropo che contiene il 68,5% di acido nitrico, presenta una densità di 1,42 e costituisce il comune acido nitrico che si trova in commercio. In soluzione acquosa l'acido nitrico si comporta come un acido fortissimo: in una soluzione 0,1 M si presenta infatti dissociato per il 93%. L'acido nitrico di media concentrazione o concentrato è un energico ossidante e attacca rapidamente i metalli, tranne alcuni quali oro, platino, radio e iridio. Per certi metalli come alluminio, ferro e nichel l'attacco con acido nitrico molto concentrato provoca la formazione di una pellicola protettiva di ossido che impedisce l'ulteriore ossidazione; usato più diluito non perde la sua azione. Anche elementi non metallici, come lo zolfo e il fosforo, reagiscono con l'acido nitrico concentrato trasformandosi negli ossiacidi corrispondenti. Le proteine a contatto con l'acido nitrico concentrato assumono una vivace colorazione gialla (reazione xantoproteica) perché la tirosina in esse contenuta viene trasformata in nitroderivati appunto di colore giallo.

Acido nitrico: metodi di preparazione

L'acido nitrico è stato preparato fino agli inizi del sec. XX con un metodo messo a punto nel 1776, partendo dal nitrato di sodio naturale (salnitro del Cile). I primi efficaci tentativi industriali per trasformare l'azoto atmosferico direttamente in acido nitrico e in nitrati risalgono agli inizi del sec. XX, con l'applicazione del metodo Birkeland-Eyde, detto anche processo all'arco. Alle temperature dell'arco voltaico l'azoto e l'ossigeno dell'aria si combinano tra loro formando l'ossido di azoto NO, il quale, dopo essere stato fortemente raffreddato fino a temperatura ambiente o di poco più elevata per evitarne la dissociazione, viene poi ossidato dall'ossigeno atmosferico a biossido o ipoazotide, NO₂. Quest'ultimo, messo a contatto con acqua, reagisce generando acido nitrico e acido nitroso; l'acido nitroso si decompone subito dando altro acido nitrico e liberando ossido di azoto. Il processo è complessivamente rappresentato dall'equazione:

L'ossido di azoto così liberatosi viene ossidato a biossido, il quale reagisce nuovamente con l'acqua e così via, fino a completa trasformazione dell'ossido di azoto in acido nitrico. Il metodo Birkeland-Eyde richiedeva un consumo altissimo di energia elettrica e pertanto, dopo essere stato applicato in Paesi che avevano una larga disponibilità di energia idroelettrica a basso costo come la Norvegia, esso è stato abbandonato a favore di metodi basati sull'ossidazione dell'ammoniaca. Il metodo attraverso l'ammoniaca, realizzato su scala industriale in Germania da Ostwald, nel 1901, si è diffuso poi in tutto il mondo ed è l'unico oggi applicato industrialmente. Comprende tre stadi: ossidazione dell'ammoniaca a ossido nitroso con rese del 95-98%

ossidazione dell'ossido nitroso ad anidride nitrosa

con rese molto alte ed equilibrio della reazione quasi completamente spostato a destra a basse temperature; assorbimento in acqua dell'anidride nitrosa

La reazione fondamentale di ossidazione dell'ammoniaca avviene con notevole eccesso d'aria con una miscela al 10% in ammoniaca, catalizzata con platino-rodio in un reattore refrigerato per asportare il forte calore di combustione, pari a 54,1 kcal/mole. La reazione può avvenire sia sotto pressione, sino a 15 atmosfere, sia a pressione atmosferica. Le temperature di reazione variano dagli 850 ºC, per gli impianti a pressione atmosferica, ai 950 ºC per quelli sotto pressione e, dato il basso valore aggiunto del prodotto rispetto a quello delle materie prime, particolari studi si sono evoluti nel recupero del calore in special modo utilizzando i gas in uscita a 250 ºC dalle torri di assorbimento come fluido motore di turbine a gas, ottenendo un recupero d'energia pari al 40% di quella richiesta dai compressori centrifughi e alternativi dell'aria. Lo stadio di assorbimento con acido nitrico diluito, in ambedue i tipi d'impianti, è sotto pressione per favorire la solubilità dell'anidride nitrosa; esso avviene in torri riempite o, negli impianti più moderni, nelle torri a campanelle o a piatti con diametro sino a 6 m, refrigerate internamente. L'acido nitrico ottenuto con tali processi è in forma di soluzione acquosa con concentrazioni sino a ca. il 70% e sotto tale forma è venduto per la produzione di fertilizzanti. Per ottenere acido anidro si impiega una distillazione estrattiva su una miscela di acido nitrico diluito e di acido solforico dove quest'ultimo ha lo scopo di disidratare l'acido nitrico, poi distillato sino a concentrazioni del 99%; la distillazione diretta non è infatti possibile in quanto l'acido nitrico forma un azeotropo con l'acqua al 68,8%. Un altro metodo consiste nel separare dai gas del primo stadio il tetraossido d'azoto e farlo reagire con acido nitrico diluito e ossigeno ottenendo così un prodotto al 98% in acido nitrico.

Acido nitrico: produzione

L'acido nitrico rappresenta uno dei prodotti fondamentali della grande industria chimica; l'impiego principale riguarda la produzione di fertilizzanti azotati e cioè dei nitrati di calcio, di ammonio e di potassio; inoltre viene utilizzato nella preparazione di importanti esplosivi e di intermedi fondamentali per la produzione di coloranti e di prodotti farmaceutici. Anche alcuni processi metallurgici assorbono significative quantità di acido nitrico.