Lämmastikhape

Allikas: Vikipeedia
Lämmastikhape
Nitric-acid-3D-balls-B.png
Lämmastikhappe molekuli
kolmemõõtmeline mudel
Üldised omadused
Keemiline valem HNO3
Välimus Värvuseta või pruun vedelik
Füüsikalised omadused
Molekuli mass 63,0 amü
Sulamistemperatuur 231,15 K (-42 °C)
Keemistemperatuur 356,15 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 266,39 J/mol·K
S0vedel 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; keemiline valem 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 lämmastikdioksiidist koosnevat 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 üheprootoniliste hapete hulka.

Lämmastikhapet sisaldub ka happevihmades.

Füüsikalised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

99-protsendilise lämmastikhappe

Kontsentreeritud lämmastikhape

Tihedus[muuda | redigeeri lähteteksti]

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

Sulamistemperatuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

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

Keemistemperatuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

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

Värvus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kuigi lämmastikhape ise on värvuseta, on tal enamasti punakaspruunikas või kollakas varjund, sest lagunemisel eraldub temast lämmastikdioksiidi, mis temas lahustub ja annab lahusele värvi.[1]

4HNO3 \mathrm\rightarrow 4 NO2 \mathrm\uparrow + 2 H2O + O2 \mathrm\uparrow

Aurud[muuda | redigeeri lähteteksti]

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.

Keemilised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikhape

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 dissotseerub ta peaaegu täielikult nitraatiooniks NO3 ja hüdraaditud vesinikiooniks (hüdratiseeritud prootoniks, hüdrooniumiooniks):[1]

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3

Lämmastikhape ei ole keemiliselt eriti stabiilne ja laguneb ka valguse toimel pikkamööda lämmastikdioksiidiks, hapnikuks ja veeks. Mida suurem kontsentratsioon ja kõrgem temperatuur, seda kiiremini lagunemine toimub:[1]

4HNO3 → 4NO2 + O2 + H2O

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

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

Tekib kaaliumnitraat ehk kaaliumsalpeeter (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 + H2O + CO2

Lämmastikhappe soolad[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikhappe soolad (sisaldavad nitraatiooni) on nitraadid ja neid saadakse enamasti lämmastikhappe reageerimisel metallide või nende oksiididega. Valdav enamik neist lahustub väga hästi vees. Kuivalt kuumutades nitraadid lagunevad ja eraldavad hapnikku. Seejuures lagunevad aktiivsemate metallide soolad ainult osaliselt ja muutuvad lämmastikushappe sooladeks – nitrititeks:[2]

2KNO3 → 2KNO2 + O2

Teiste metallide nitraadid lagunevad enamasti siiski metalli oksiidiks, lämmastikdioksiidiks ja hapnikuks:[2]

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2

Naatriumi, kaaliumi, ammooniumi ja kaltsiumi nitraate nimetatakse üldiselt salpeetriteks. Need on olulised komponendid lõhkeainete ja väetiste tootmisel.[2]

Oksüdeerivad omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikhape on tugev oksüdeerija, sest tema molekul on ebastabiilne ja lämmastik on lämmastikhappes oma kõrgeimas oksüdatsiooni astmes. Oksüdeerides teisi aineid redutseerub lämmastik ise ja tekivad järgmised ühendid:[1]

HNO3 → NO2 → HNO2 → NO → N2O → N2 → NH3

Lämmastikhappe reduktsiooniaste oleneb tema kontsentratsioonist ja redutseerija aktiivsusest.[1]

Reaktsioonid tsüaniidide, karbiidide, metallipulbrite ja muude ainetega võivad tekitada plahvatuse. Seetõttu tuleb lämmastikhapet orgaanilistest ühenditest eemal hoida.

Reaktsioonid metallidega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vase ja lämmastikhappe reaktsioon

Lahjendatud lämmastikhappes lahustub enamik metalle, mille tulemusel tekivad soolad. Eranditeks on kuld, tantaal, plaatina ja iriidium, mille lahustamiseks kasutatakse lämmastikhappe ja soolhappe segu ehk kuningvett.[1]

Kontsentreeritud lämmastikhape redutseerub tavaliselt lämmastikdioksiidiks, lahjas lahuses tekib lämmastikoksiid ja aktiivsemate metallide puhul lausa dilämmastikoksiid. Lahjendatud lämmastikhappe ja metalli reageerimisel ei eraldu üldjuhul ka vesinikku.[1]

Üldjuhul tekib reaktsiooni järel erinevate saaduste segu, kuid teatud tingimustel tekib üks põhisaadus. Näiteks vase reageerimine kontsentreeritud ja lahjendatud lämmastikhappega:[3]

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O (reaktsioon kontsentreeritud lämmastikhappega)
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O (reaktsioon lahjendatud lämmastikhappega)

Passiveerimine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kui alumiinium, raud ja kroom lahustuvad kergesti lahjas lämmastikhappe lahuses, siis kontsentreeritud lämmastikhape tekitab metalli pinnale õhukese oksiidikihi, mis takistab edasist reaktsiooni ehk passiveerib metalli.[1] Seetõttu hoitakse kontsentreeritud lämmastikhapet alumiinium-, raud- või klaasanumates.

Reaktsioonid mittemetallidega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikhape reageerib ka mittemetallidega ja redutseerub seejuures tavaliselt lämmastikoksiidiks.[1] 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.

Ksantoproteiiniproov[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Ksantoproteiinireaktsioon

Lämmastikhape reageerib proteiinidega ja selle tagajärjel tekivad kollast värvi nitraadid. Selline reaktsioon on tuntud kui ksantoproteiinireaktsioon. Proovile lisatakse kontsentreeritud lämmastikhapet ja saadud segu kuumutatakse. Kui proov sisaldab aromaatseid aminohappeid, siis muutub segu kollaseks. Tugeva aluse, näiteks vedela ammoniaagi lisamisel muutub segu oranžiks. Värvi muutuse põhjustavad aromaatsed tuumad proteiinides.[4][5] Ksantoproteiinid tekivad ka siis, kui hape puutub kokku epiteelkoe rakkudega ja värvivad naha kollaseks.

Tööstuslik tootmine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ajalooliselt toodeti lämmastikhapet salpeetri kuumutamisel väävelhappega. Antud protsess oli kasutusel juba 17. sajandil:[6]

NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3

Lämmastikhappe aur, mis kuumutamisel eraldub juhitakse vesijahutusega vastuvõtjasse, kust see siis vedelikuks kondenseerub. Kui nõrgalt kuumutada ja väävelhapet liias kasutada, siis tekib lisandina happeline sool. Salpeetri lisamisel piisaval hulgal ja tugevamal kuumutamisel tekib tavaline sool:[6]

2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3

Kuid kuna kuumutamisel laguneks liiga palju lämmastikhappest, siis kasutatakse esimese reaktsioonivalemi järgi kulgevat protsessi.[6]

Lämmastiku tootmiseks on kasutatud ka elektri-kaarleegi meetodit. See protsess oli eriti levinud Norras 20. sajandi alguses, kus oli võimalus kasutada suures koguses odavat elektrit. Kaarleek tekitatakse tugeva elektromagneti pooluste vahel ja see võtab ketta kuju, mille läbimõõt ulatub kolme meetrini. Kaarleek tekitatakse tulekindlatest tellistest ahjus, kus temperatuur tõuseb 3000–3500 °C. Läbi ahju juhitakse õhku, mis kaarleegiga kokku puutudes kuumeneb ja kus tekib lämmastikoksiidi. Ahjust väljuvad gaasid sisaldavad 2–3% lämmastikoksiidi. Väljuvad gaasid jahutatakse kiiresti 1000–1100 °C, et vältida lämmastikoksiidi lagunemist lämmastikuks ja hapnikuks. Jahtudes reageerib lämmastikoksiid hapnikuga ja moodustub lämmastikdioksiid, mis omakorda neeldub vees ja tekib lämmastikhape. Kuna antud protsess on energiamahukas, siis tänapäeval leiab see vähe kasutust.[6]

Tänapäeval kasutatakse tööstuslikul tootmisel peamiselt ammoniaagi katalüütilist oksüdatsiooni (Ostwaldi protsess). Selle käigus juhitakse õiges vahekorras ammoniaak ja õhk läbi hõõguva plaatina (algselt kasutati puhast plaatina, kuid tänapäeval pigem plaatina sulamit, mis sisaldab 5–10% roodiumit) võre, mis on katalüsaatoriks:[6]

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Lämmastikoksiid muutub kergesti lämmastikdioksiidiks, mis reaktsioonil veega moodustab lämmastikhappe:[6]

NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

Väga puhta lämmastikhappe saamine nõuab tavaliselt destilleerimist väävelhappega, mis on vett siduv.[6] Selles protsessis tekib lämmastikhappe aseotroopne segu veega, milles on 68% HNO3 ja 32% vett.

Laboratoorne süntees[muuda | redigeeri lähteteksti]

Laboratooriumis valmistatakse lämmastikhapet kaaliumnitraadist või naatriumnitraadist:[7]

KNO3 + H2SO4 → KHSO4 + HNO3

Kasutamine[muuda | redigeeri lähteteksti]

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

Samuti kasutatakse lämmastikhapet väävelhappe ja orgaaniliste nitroühendite tootmisel.

Raketikütus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikhapet on kasutatud oksüdeerijana vedelkütusel töötavate rakettide kütuses. Raketikütuses kasutatakse kas punaselt suitsevat lämmastikhapet, valgelt suitsevat lämmastikhapet, väävelhappe seguna koos HF inhibiitoriga.[8] Näiteks inhibiitoriga punaselt suitsevat lämmastikhapet kasutati ühe komponendina raketi CIM-10 Bomarc vedelkütuse tootmisel.[9]

Lämmastikhapet kasutati 1940.–1950. aastatel laialdaselt rakettide vedelkütuste valmistamisel. Mitmesuguste probleemide vältimiseks (hape on ebastabiilne ja tugeva söövitava toimega) segati lämmastikhapet dilämmastiktetraoksiidiga (N2O4) ja vesinikfluoriidhappega. 1950. aastate lõpuks tehti kindlaks, et N2O4 on lämmastikhappest veelgi parem oksüdeerija, mistõttu 1960. aastatel võeti lämmastikhappe asemel peaaegu täielikult kasutusele puhas N2O4.[10]

Puidu töötlemine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Madala kontsentratsiooniga lämmastikhapet (~10%) kasutatakse tihti männi või vahtrapuidu kunstlikuks vanandamiseks. Happe kasutamine jätab puidu hallikas-kuldseks, mis sarnaneb vanale vahatatud või lakitud puidule.[11]

Vesilahuste tüübid[muuda | redigeeri lähteteksti]

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 sööbituks: metalli pinnale tekib selle metalli fluoriidi kiht. Inhibiitoriga suitsevat lämmastikhapet kasutatakse vedelkütusega rakettides oksüdeerijana.

Toime inimese organismile[muuda | redigeeri lähteteksti]

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 (nitreeruvad). 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.

Ajalugu[muuda | redigeeri lähteteksti]

Esmakordselt kirjeldas lämmastikhapet 8. sajandi araabia alkeemik Geber, kes valmistas seda salpeetrist. Albertus Magnus soovitas 13. sajandil lämmastikhapet kasutada valeraha tuvastamiseks, kuna lämmastikhape lahustab kõike peale kulla. Johann Rudolf Glauber töötas 17. sajandil välja meetodi lämmastikhappe toomiseks: salpeetril lasti reageerida väävelhappega. Meetod püsis kasutusel kuni 20. sajandini.[12]

Antoine Lavoisier näitas 1776. aastal, et lämmastikhape sisaldab hapnikku ja Henry Cavendish tõestas 1785. aastal, et seda saab toota elektri abil niiskest õhust. Elektrit kasutati lämmastikhappe tootmiseks kaarleegi abil 20. sajandi alguses.

Lämmastikushape[muuda | redigeeri lähteteksti]

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

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 1,8 1,9 Glinka, lk 349–352
  2. 2,0 2,1 2,2 Glinka, lk 355–356
  3. "Copper + Nitric Acid". www.angelo.edu, Kasutatud 15.03.2011. (inglise)
  4. Frank KnowlesA Practical Course in Agricultural Chemistry, READ BOOKS 2007 lk 76. ISBN 1406745839
  5. Henry Clapp Sherman Methods of Organic Analysis, READ BOOKS 2007 lk. 315. ISBN 1408628023
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 6,6 Glinka, lk 352–355
  7. Karik, Üldkeemia, lk 175–176
  8. John D. Clark Ignition! ISBN 0-8135-0725-1
  9. BOMARC Summary. BILLONY.COM. Kasutatud 03.02.2011. (Inglise keel)
  10. "Nitric Acid/Kerosene". www.friends-partners.org, Kasutatud 17.03.2011. (inglise)
  11. Jeff Jewit Hand-applied finishes Taunton Press 1997, ISBN 9781561581542
  12. Karik, Hämmastavad ained, lk 95–103

Kirjandus[muuda | redigeeri lähteteksti]

  • Nikolai Glinka Üldine keemia Tallinn, Eesti Riiklik Kirjastus 1959
  • Hergi Karik Üldkeemia. Anorgaaniline keemia. Koolibri, Tallinn Koolibri 2000 ISBN 9985009932
  • Hergi Karik Üldine keemia. Tallinn Koolibri 1994 ISBN 9985000781
  • Hergi Karik Hämmastavad ained. Tallinn Valgus 1991 ISBN 5440006354

Välislingid[muuda | redigeeri lähteteksti]