Lämmastikhape

Lämmastikhape
Lämmastikhappe molekuli 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
Ohutus
Suukaudne manustamine	võib kahjustada seedeelundeid
Nahk	võib põhjustada raskeid söövitushaavu, arme, plekke jms
Silmad	võib kahjustada nägemist
Kasutatakse SI-süsteemi ühikuid. Kui pole teisiti öeldud, eeldatakse normaaltingimusi.

Lämmastikhape (varem: salpeeterhape; keemiline valem HNO₃) on söövitav värvuseta teravalõhnaline vedelik ja mürgine hape, mis võib põhjustada raskeid 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 gaasi.

Kontsentreeritud lämmastikhapet nimetatakse lenduvaks lämmastikhappeks. Kuna see sisaldab lahustunud lämmastikdioksiidi, on see punakat (kollakat, pruunikat) värvi. Lämmastikhape on väga tugev oksüdeerija, mis võib orgaanilisi, kergsüttivaid aineid süüdata.

Lämmastikhape on lämmastiku hapnikhapetest kõige tuntum ja kõige püsivam, mis kuulub mineraalhapete ja üheprootoniliste hapete hulka.

Lämmastikhapet sisaldub ka happevihmades.

Füüsikalised omadused

99-protsendilise lämmastikhappe

• tihedus on 1,52 g/cm³
• sulamistemperatuur on –41,7 °C
• keemistemperatuur on 84 °C

Kontsentreeritud lämmastikhape anumas

Tihedus

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

Sulamistemperatuur

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

Keemistemperatuur

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

Värvus

Kuigi lämmastikhape ise on värvuseta, on sellel enamasti punakaspruunikas või kollakas varjund, sest lagunemisel eraldub sellest lämmastikdioksiidi, mis happes lahustub ja annab lahusele värvi.

4HNO₃ $\mathrm {\rightarrow }$ 4NO₂ $\mathrm {\uparrow }$ + 2H₂O + O₂ $\mathrm {\uparrow }$

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.

Keemilised omadused

Lämmastikhape

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

Lämmastikhape on tugev hape: 0,1M vesilahuses dissotsieerub ta molekul umbes 90% nitraatiooniks NO₃⁻ ja hüdraaditud vesinikiooniks (hüdraaditud prootoniks, hüdrooniumiooniks):

HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃^–

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

4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + H₂O

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

HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O

Üheks saaduseks on kaaliumnitraat ehk (kaalium)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 + H₂O + CO₂↑

Lämmastikhappe soolad

Lämmastikhappe soolad 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:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

Vähem aktiivsete metallide nitraadid lagunevad enamasti siiski metalli oksiidiks, lämmastikdioksiidiks ja hapnikuks:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

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

Oksüdeerivad omadused

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

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

Lämmastikhappe reduktsiooniaste oleneb selle kontsentratsioonist ja redutseerija aktiivsusest.

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

Reaktsioonid metallidega

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.

Kontsentreeritud lämmastikhape redutseerub tavaliselt lämmastikdioksiidiks, lahjas lahuses tekib lämmastikoksiid ja aktiivsemate metallide puhul dilämmastikoksiid.

Metallide pingerida	K	Ca	Na	Mg	Al	Zn	Fe	Sn	Pb	H	Cu	Hg	Ag	Pt	Au
Kontsentreeritud	N2O	------	N2O	N2O	------	NO2	------	NO2	NO2	------	NO2	NO2	NO2	------	------
Lahjendatud	NH3	NH3	NH3	NH3	NH3	NH3	NH3	NH3	NO	------	NO	NO	NO	------	------

Tekib saaduste segu, nimelt metalli reageerimisel lämmastikhappega tekib reageerinud metalli sool (nitraat), vesi ning vastav ülaltoodud gaas.

Näiteks vase reageerimine kontsentreeritud ja lahjendatud lämmastikhappega:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O (reaktsioon kontsentreeritud lämmastikhappega)

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

Raua reageerimine kontsentreeritud ja lahjendatud lämmastikhappega:

Fe + HNO₃ → Ei reageeri (reaktsioon kontsentreeritud lämmastikhappega)

8Fe + 27HNO₃ → 8Fe(NO₃)₃ + 3NH₃↑ + 9H2O (reaktsioon lahjendatud lämmastikhappega)

Passiveerimine

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. Seetõttu hoitakse kontsentreeritud lämmastikhapet alumiinium-, raud- või klaasanumates.

Reaktsioonid mittemetallidega

Lämmastikhape reageerib ka mittemetallidega ja redutseerub seejuures tavaliselt lämmastikoksiidiks. 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

 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. Ksantoproteiinid tekivad ka siis, kui hape puutub kokku epiteelkoe rakkudega ja värvivad naha kollaseks.

Tööstuslik tootmine

Ajalooliselt toodeti lämmastikhapet salpeetri kuumutamisel väävelhappega. Saaduseks on üks vesiniksool (naatriumvesiniksulfaat) ning lämmastikhape. See protsess oli kasutusel juba 17. sajandil:

NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

Lämmastikhappe aurud, mis kuumutamisel eralduvad 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:

2NaNO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HNO₃

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

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.

Ostwaldi protsess (ammoniaagi katalüütiline oksüdatsioon)

 Pikemalt artiklis Ostwaldi protsess

Tänapäeval kasutatakse tööstuslikul tootmisel peamiselt 1908 leiutatud ammoniaagi katalüütilist oksüdatsiooni (Ostwaldi protsess), mis annab vahesaaduseks lämmastikoksiidi. Protsessi üldvalem on:

NH₃ + 2O₂ → 60-protsendiline HNO₃ + H₂O ΔHᵣ = + 369 kJ

Selle käigus juhitakse õiges vahekorras (rohke õhuga) ammoniaak ja õhk läbi hõõguva plaatina (algselt kasutati puhast plaatina, kuid tänapäeval pigem plaatinasulamit, mis sisaldab 3 või 5 kuni 10% roodiumit) võre, mis on katalüsaatoriks:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (gaas) ΔHᵣ = + 906,11 kJ

Reaktsioon peab toimuma temperatuuril 820–950 °C ning väga kiiresti (poolestusaeg umbes 10⁻¹¹ s). Hea lämmastikoksiidi saagise (kuni 98%) saamiseks peab ammoniaagi ja õhu koostis olema katalüsaatoriga kokkupuutes väga lühikest aega (umbes 0,001 s), sest muidu laguneb lämmastikoksiid, mis juba 700 °C juures ei ole stabiilne, vaid metastabiilne ühend, katalüütiliselt dilämmastikuks ja dihapnikuks (2NO → N₂ + O₂ + 180,62 kJ). Võrkkatalüsaator hõlbustab lühikese kokkupuute saavutamist. Ammoniaagi oksüdatsiooni elemendil on kaks alumiiniumist koonilist detaili, mille vahel on 1–50 katalüsaatorivõret, mille laius on kuni 4 m. Võre ruutsentimeetril on 1024 silma, traadi paksus on 0,06–0,076 mm. Ammoniaagi ja õhu segu juhitakse suure kiirusega ülalt alla läbi oksüdatsioonielemendi ning pärast reaktsiooni hakkab see suure põlemisentalpia tõttu hõõguma. Et plaatina aegamööda aurustub (maailmas kokku aurustub mitu tonni plaatina), siis tuleb võresid aeg-ajalt vahetada.

Lämmastikoksiid muutub kergesti lämmastikdioksiidiks, mis reaktsioonil veega moodustab lämmastikhappe:

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

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

Laboratoorne süntees

Laboratooriumis valmistatakse lämmastikhapet kaaliumnitraadist või naatriumnitraadist:

KNO₃ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HNO₃

2NaNO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HNO₃

Kasutamine

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

Lämmastikhapet kasutatakse veel metallurgias ja toorainete töötlemisel, sest see 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.

Samuti kasutatakse lämmastikhapet väävelhappe ja orgaaniliste nitroühendite tootmisel.

Raketikütus

Lämmastikhapet on kasutatud oksüdeerijana vedelkütusel töötavates rakettmootorites. Raketikütuses kasutatakse kas punaselt aurustuvat lämmastikhapet, valgelt aurustuvat lämmastikhapet, väävelhappe seguna koos vesinikfluoriidhappe inhibiitoriga. Näiteks inhibiitoriga punaselt aurustuvat lämmastikhapet kasutati ühe komponendina raketi CIM-10 Bomarc vedelkütuse tootmisel.

Lämmastikhapet kasutati 1940.–1950. aastatel laialdaselt rakettmootorite 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.

Puidu töötlemine

Madala kontsentratsiooniga lämmastikhapet (~10%) kasutatakse tihti männi või vahtrapuidu kunstlikuks vanandamiseks. Happe kasutamine jätab puidu hallikaskuldseks, mis sarnaneb vana vahatatud või lakitud puiduga.

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 lenduva lämmastikhappega: sellest eraldub gaasina lämmastiku oksiide. Seda saab lahutada kaht liiki lenduvateks happeks: valgeks aurustuvaks lämmastikhappeks ja punaseks aurustuvaks lämmastikhappeks. Toodetakse tavaliselt 98–99-protsendilist aurustuvat lämmastikhapet.

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

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

Toime inimese organismile

Lämmastikhape on tugeva ärritava toimega ja söövitav. Seedeelundkonda sattumisel võib tekkida seedeelundite söövitus. Aurude sissehingamine ärritab limaskesta ja võib seda tõsiselt kahjustada. Lämmastikhappe sattumine silma võib põhjustada nägemise kaotust. Happe sattumisel nahale võivad tekkida plekid ja söövitused. Lämmastikhape võib põhjustada orgaaniliste ainete isesüttimise. Tules võivad eralduda gaasid, mis on ärritava toimega ja/või mürgised.

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.

Ajalugu

Lämmastikhape oli söövitava metallide lahustina tuntud juba 13. sajandi alkeemikutele. Esimesena 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.

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.

Vaata ka

• Lämmastikushape

Kirjandus

• Nikolai Glinka. Üldine keemia. Tallinn: Eesti Riiklik Kirjastus 1959.
• S. A. Stern, J. T. Mullhaupt, W. B. Kay. The Physicochemical Properties of Pure Nitric Acid. – Chemical Review, 1960, 60, lk 185–207.
• Hergi Karik. Hämmastavad ained, Tallinn: Valgus 1991, ISBN 5440006354
• Hergi Karik. Üldine keemia, Tallinn: Koolibri 1994, ISBN 9985000781
• Arnold Frederik Holleman, Egon Wiberg, Nils Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. trükk, deGruyter 1995, lk 714–718. Google'i raamat
• Hergi Karik. Üldkeemia. Anorgaaniline keemia, Tallinn: Koolibri 2000 ISBN 9985009932