På grunn av dette utvikler ikke salpetersyre hydrogengass ved reaksjon med et metall, men i stedet nitrogenoksider. Salpetersyre oppbevares i fargede flasker for at den ikke skal bli nedbrutt av lys. Ved nedbrytning og ved reaksjoner med visse andre stoffer dannes nitrogenoksider og andre giftige gasser. Salpetersyre reagerer med de fleste metaller unntatt gull, og gir metallets nitrat. Eksempelvis reagerer salpetersyre kraftig med kobber og danner kobbernitrat: HNO3(aq) + Cu(s) → Cu(NO3)2(aq) + NO2(g) + H2O (l)
Salpetersyre i 1 til 3 blanding med saltsyre kan løse opp gull.[4] Løsningen saltsyre/salpetersyre kalles kongevann.
Salpetersyre ble tidligere også benevnt som skjedevann, ettersom det kan skille gull fra sølv, grunnet forskjell i løselighet i væske.[5]
Salpetersyre danner en såkalt azeotrop med vann ved 68% konsentrasjon. Det vil si at syren ikke kan konsentreres opp videre fra dette nivået ved bare å koke bort vannet. Den vanligste måten å konsentrere opp salpetersyre til 100% konsentrasjon i laboratoriet, er å destillere den sammen med 98% konsentrert svovelsyre eller magnesiumnitrat i en destillasjonskolbe av borosilikatglass. Svovelsyren vil binde til seg vannmolekylene i salpetersyren, slik at det dannes såkalt rød-rykende salpetersyre i mottakerkolben. Den rødlige fargen skyldes oppløste nitrogenoksider i syren. Nitrogenoksidene kan fjernes med et vakuumapparat.
I industrien foregår den videre konsentrasjonen ved å tilsette mer nitrogendioksid-gass som reagerer med vannet og danner mer salpetersyre. Ren, vannfri 100% salpetersyre er en fargeløs væske som har en vekt på 1,513 gram/ml, fryser ved -42 grader C. og koker ved 83 grader C.
65-70% konsentrasjon er den vanligst forekommende til teknisk bruk, og har en vekt på 1,42 gram/ml ved 70% konsentrasjon.
Den mest brukte konsentrasjonen i sprengstoffindustrien er 90%, og har en vekt på 1,50 gram/ml.
Historie
Middelalderens alkymi
Oppdagelsen av mineralsyrer som salpetersyre antas generelt å gå tilbake til europeisk alkymi på 1200-tallet.[6][7] Det konvensjonelle synet er at salpetersyre først ble beskrevet i pseudo-Gebers latinske verk De inventione veritatis («Om oppdagelsen av sannheten») en gang etter rundt 1300).[8]
Imidlertid, ifølge Eric John Holmyard og Ahmad Y. al-Hassan, forekommer salpetersyren også i forskjellige eldre arabiske verk som Ṣundūq al-ḥikma («Visdomskisten») tilskrevet Jabir ibn Hayyan (Geber) på 700-tallet eller Taʿwīdh al-Ḥākim tilskrevet den fatimidiske kalifen Al-Hakim bi-Amr Allah (985–1021).[9]
Reaktor brukt på Rjukan fra 1916 til 1940 med en kapasitet på 3000 kW(lokalisert utenfor Norsk Teknisk Museum)
På 1600-tallet utviklet den tyske kjemiker Johann Rudolf Glauber en prosess for å oppnå salpetersyre ved å destillere kaliumnitrat med svovelsyre. Antoine Lavoisier siterte i 1776 Joseph Priestleys arbeid for å påpeke at det kan omdannes fra nitrogenoksid (som han kalte nitrous air, «nitrogenluft»), «kombinert med et omtrent like stort volum av den reneste delen av vanlig luft, og med en betydelig mengde vann.»[13] I 1785 fastsatte Henry Cavendish den nøyaktige sammensetning og viste at den kunne syntetiseres ved å la en strøm av elektriske gnister, eller riktigere lysbue, passere gjennom fuktig luft.[14] I 1806 rapporterte den britiske kjemikeren og fysikeren Humphry Davy resultatene av omfattende elektrolyseeksperimenter med destillert vann som konkluderte at salpetersyre ble produsert ved anoden fra oppløst atmosfærisk nitrogengass. Han brukte et elektrisk batteri og ikke-reaktive elektroder og kar som gullelektrodekjegler som doblet seg som kar som var brokoblet av fuktig asbest.[15]
Den industrielle produksjonen av salpetersyre fra atmosfærisk luft startet i 1905 med Birkeland-Eyde-prosessen, også kjent som lysbueprosessen.[16][17] Prosessen er oppkalt etter fysikeren Kristian Birkeland (1867–1917) og gründeren Sam Eyde (1866–1940). Denne prosessen er basert på oksidasjon av atmosfærisk nitrogen med atmosfærisk oksygen til nitrogenoksid med en elektrisk lysbue med svært høy temperatur. Utbytter på opptil ca. 4–5 % nitrogenoksid ble oppnådd ved 3000 °C, og mindre ved lavere temperaturer.[16][18] Nitrogenoksidet ble avkjølt og oksidert av det gjenværende atmosfæriske oksygenet til nitrogendioksid, og dette ble deretter absorbert i vann i en serie pakkede kolonne- eller absorpsjonstårn for å produsere fortynnet salpetersyre. De første tårnene boblet nitrogendioksidet gjennom vann og ikke-reaktive kvartsfragmenter. Omtrent 20 % av de produserte oksidene av nitrogen forble ureagert, så de endelige tårnene inneholdt en alkaliløsning for å nøytralisere resten.[19] Prosessen var svært energikrevende og ble raskt fortrengt av Ostwald-prosessen da billig ammoniakk ble tilgjengelig.[20]
Produksjon
Den såkalte Ostwald-prosessen brukes i industrien for å lage salpetersyre. Den går ut på å oksidere vannfri ammoniakk til nitrogenoksid, som så reagerer med oksygen i luften og danner nitrogendioksid. Nitrogendioksiden reagerer deretter med vann og danner således salpetersyre:
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
Man får et høyere utbytte ved å boble nitrogendioksiden gjennom konsentrert hydrogenperoksid:
2 NO2 + H2O2 → 2 HNO3
I laboratoriet kan konsentrert salpetersyre fremstilles ved å destillere like vektmengder nitratsalt (for eksempel natriumnitrat) sammen med 98% konsentrert svovelsyre, til salpetersyrens kokepunkt på 83 grader C. Det vil dannes et sulfat i destillasjonskolben, og ca. 95% konsentrert salpetersyre i mottagerkolben. Denne prosessen må foregå i en destillasjonskolbe av borosilikatglass, ettersom salpetersyre tærer bort de aller fleste stoffer. Oppløst nitrogendioksid i syren kan fjernes med et vakuum apparat. Reaksjonsligningen ser slik ut:
Kommer salpetersyren i kontakt med huden merkes det umiddelbart. Den er svært etsende (avhengig av konsentrasjon). På grunn av stoffet keratin i huden, vil det tilsølte området på huden farges gult. Under atmosfærisk trykk og romtemperatur vil det forekomme en delvis dekomposisjon hvor syren brytes ned til nitrogenoksider. Dette fører til at dampen fra Salpetersyren er særdeles farlig å puste inn. Nitrogenoksidene som utvikles under en reaksjon med et metall kan føre til pulminær lungeødem ved inhalasjon.[21][22]
Bruksområder
Salpetersyre er en av de mest brukte syrene i industrien. Den brukes blant annet til produksjon av kunstgjødsel (salpetergjødsel), sprengstoff og andre kjemikalier. Den brukes også i syntese av organiske forbindelser. Salpetersyre opp til 3% kan kjøpes på apotek. Høyere prosenter kan medføre stor skade om det ikke håndteres riktig. Du kan få skader i lungene og dampen kan virke etsende på fordøyelsessystemet hvis du trekker inn dampen fra denne syren.
Regulering
I 2013 innførte EU begrensninger på flere kjemikalier, dette inkluderer salpetersyre. Den sitter en grense på 3%, hvis man skal lage/produsere/lagre høyere enn 3% må man få lisens fra staten. Dette er på grunn av at salpetersyre er en av de viktigste kjemikaliene for produksjon av eksplosiver, for eksempel ureanitrat som er nitrat salten av urea.[23]
^Multhauf, Robert P. (1966): The Origins of Chemistry. London: Oldbourne. s. 140-141, sitat: «But among them we find the rudiments of processes which were finally to lead to the discovery of the mineral acids, sulphuric, hydrochloric and nitric. The mineral acids manifest themselves clearly only about three centuries after al-Razi, in the works of Europeans [...]».
^ Karpenko, Vladimír; Norris, John A. (2002): Vitriol in the History of Chemistry, Chemické listy. 96 (12), s. 1002. Som Karpenko & Norris bemerker, gjør den usikre dateringen av pseudo-Gebers verker (som sannsynligvis ble skrevet av mer enn én forfatter) datoen for beskrivelsen av salpetersyre like usikker.
^For påstandene vedrørende Ṣundūq al-ḥikma, se Al-Hassan (2001), s. 62; Holmyard, John Eric (1931): Makers Of Chemistry. Oxford: Clarendon Press. s. 60. For kravet vedrørende Taʿwīdh al-Ḥākim, se Al-Hassan (2001), s. 62.
^Thomson, Thomas (1830): The history of chemistry. Bind 1. Cushing/Whitney Medical Library, Yale University. London, H. Colburn, and R. Bentley. s. 40.
