تم إلغاء تنشيط البوابة. يُرجَى الاتصال بمسؤول البوابة لديك.

فيديو الدرس: خواص حمض النيتريك الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف نصف الخواص الفيزيائية والكيميائية لحمض النيتريك واستخداماته.

١٧:٢٥

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف ندرس حمض النيتريك، وكيفية تحضيره في المختبر، وخواصه الفيزيائية والكيميائية وبعض تفاعلاته، وكذلك استخداماته. لنبدأ بتناول بعض التطبيقات والاستخدامات التجارية والصناعية لحمض النيتريك.

حمض النيتريك، أو‪HNO3‬‏، هو مادة بادئة شائعة ومفيدة للغاية في العديد من منتجات المجال الصناعي. وهو يتكون من ‪+H‬‏ أو أيون هيدروجين مرتبط بـ −NO3 أو أيون النيترات. الاسم اللاتيني القديم لهذا الحمض هو ‪aqua fortis‬‏، والذي يعني الماء القوي. وعلى الرغم من أن هذا المركب ليس ماء، فهو قابل للذوبان في الماء، كما أنه عديم اللون مثل الماء في حالته النقية. وترجع عملية التصنيع المسجلة الأولى لحمض النيتريك إلى عام 800 بعد الميلاد تقريبًا على يد أحد الكيميائيين القدماء. منذ ذلك الحين، اكتشف الإنسان العديد من استخدامات هذا الحمض.

يستخدم حمض النيتريك في صناعة الأصباغ التي نستخدمها لتغيير ألوان الأقمشة، وفي صناعة العقاقير والأدوية، وفي تنقية الذهب والفضة وأنابيب الكربون النانوية ومعالجتها، وفي الحفر على أسطح المعادن، أي معالجة أجزاء معينة من سطح المعدن باستخدام حمض قوي لإنشاء تصميم عليه كما هو الحال في الميداليات، بالإضافة إلى استخدامه عاملًا مؤكسدًا في وقود الصواريخ. يستخدم حمض النيتريك كذلك كاشفًا في التحليل العنصري في المختبر. والتحليل العنصري هو العملية التي يحدد فيها العالم العناصر الموجودة في عينة ما وكمياتها.

ويستخدم حمض النيتريك أيضًا في صنع المتفجرات. لعلك سمعت عن مادة ‪TNT‬‏ أو ثلاثي نيترو التولوين. فهذه المادة، بالإضافة إلى النيتروجليسرين، هما المكونان الرئيسيان للديناميت. ولعل أحد أهم استخدامات حمض النيتريك على الإطلاق هو صناعة الأسمدة. فالعديد من الأسمدة عبارة عن أملاح حمض النيتريك. توضح هذه المعادلة تحضير نيترات الأمونيوم الذي يدخل في صناعة الأسمدة. ويخضع فيها كل من الأمونيا وحمض النيتريك المركز لتفاعل اتحاد كيميائي لإنتاج هذا السماد.

الآن وبعد أن عرفنا مدى فائدة حمض النيتريك، لنلق نظرة على كيفية تحضيره في المختبر. أمامنا هنا إعداد التجربة المستخدم في تحضير حمض النيتريك. يضاف حمض الكبريتيك المركز إلى ملح نيترات مجفف، مثل نيترات الصوديوم، في معوجة زجاجية. يسخن الخليط باستخدام موقد بنسن. فيحدث التفاعل التالي. وينتج عنه ثنائي كبريتات الصوديوم وحمض النيتريك. ينتج حمض النيتريك في صورة أبخرة بنية اللون في المعوجة الزجاجية. يقطر حمض النيتريك، ثم يبرد ويجمع. في هذه المرحلة، يكون حمض النيتريك شديد التركيز وتتصاعد منه الأبخرة.

حمض النيتريك النقي سائل عديم اللون وشفاف. ولكنه قد يتحلل مكونًا سائلًا أصفر اللون. واللون الأصفر لحمض النيتريك قد يأتي من ثاني أكسيد النيتروجين، وهو أحد نواتج التحلل. ويمكن أن تتسبب الحرارة أو الضوء في حدوث هذا التحلل؛ ولذلك يحفظ حمض النيتريك في زجاجات بنية اللون.

لننتقل الآن إلى الخواص الفيزيائية لحمض النيتريك. عرفنا أن حمض النيتريك في صورته النقية يكون سائلًا عديم اللون في درجة حرارة الغرفة، وإن كان حمض النيتريك المتوفر تجاريًّا له لون بني مصفر نتيجة التحلل الجزئي إلى غاز ثاني أكسيد النيتروجين. وتكون كثافته 1.51 جرام لكل سنتيمتر مكعب. هذا بالنسبة لحمض النيتريك اللامائي أو الخالي من الماء عند 20 درجة سلزية. لا يكون حمض النيتريك المركز الذي يباع في المتاجر لا مائيًّا، بل يكون 68 بالمائة تقريبًا من كتلته حمض نيتريك ذائبًا في الماء. فحمض النيتريك قابل للذوبان في الماء بدرجة كبيرة وقابل للامتزاج كليًّا بأي نسب. يرجع ذلك إلى الطبيعة الأيونية لمكونات حمض النيتريك والطبيعة القطبية للماء.

درجة انصهار حمض النيتريك النقي هي سالب 42 درجة سلزية، ودرجة غليانه هي 83 درجة سلزية. ويكون حمض النيتريك في صورته الصلبة النقية أبيض اللون. لكن لاحظ أن حمض النيتريك المتوفر تجاريًّا له درجات انصهار وغليان مختلفة بسبب وجود الماء. حمض النيتريك له رائحة نفاذة خانقة، خاصة في صورته النقية، عندما تصدر عنه أبخرة. كما أنه يكون سامًّا عند استنشاقه، وله طبيعة تآكلية ومؤكسدة؛ الأمر الذي يتسبب في حروق وتلف للأنسجة الحية وكذلك تلف الفلزات. سنتناول الطبيعة المؤكسدة لحمض النيتريك بمزيد من التفصيل في وقت لاحق.

وأخيرًا، حمض النيتريك حمض قوي. وتعد طبيعته المؤكسدة وقوته من خواصه الكيميائية في الواقع. لذا دعونا نلق نظرة على بعض الخواص الكيميائية لهذا الحمض.

ذكرنا إن حمض النيتريك حمض قوي. هذا يعني أنه يتفكك أو يتأين بالكامل إلى أيوناته في الماء. ورأينا بالفعل كيف ينقسم إلى أيون الهيدروجين وأيون النيترات. ويعني كذلك أن أيون الهيدروجين يمكن أن يتفاعل مع الماء لإنتاج أيون الهيدرونيوم ‪H3O+‬‏. تغير أيونات الهيدرونيوم ورقة عباد الشمس الزرقاء إلى اللون الأحمر؛ ما يؤكد أن النيتريك حمض. وقد رأينا أيضًا أن حمض النيتريك يتحلل في وجود الحرارة أو ضوء الشمس. ورأينا هذه المعادلة سابقًا. وتعلمنا أن هذا التحلل يحول حمض النيتريك السائل عديم اللون إلى اللون البني المصفر نظرًا لوجود غاز ثاني أكسيد النيتروجين. عندما يحدث هذا التحلل نتيجة الحرارة، نسميه تحللًا حراريًّا.

نظرًا لأن النيتريك حمض، فيمكنه التفاعل مع قاعدة. المعادلة العامة للتفاعل بين حمض وقاعدة هي حمض زائد قاعدة يعطينا ملحًا زائد ماء. وفي حالة حمض النيتريك، يمكن أن يتفاعل مع قاعدة، لا سيما قاعدة قلوية مثل هيدروكسيد الصوديوم، لإنتاج ملح نيترات الصوديوم وماء. يمكن أن يتفاعل أيضًا حمض النيتريك مع قاعدة عبارة عن أكسيد فلزي أو أكسيد قاعدي، مثل أكسيد البوتاسيوم، لينتج ملح نيترات البوتاسيوم وماء. ويمكن أن يتفاعل العديد من الأحماض، بما في ذلك حمض النيتريك، مع كربونات الفلزات لإنتاج ملح وماء وثاني أكسيد الكربون. إليك مثال على هذا التفاعل باستخدام حمض النيتريك وكربونات الكالسيوم. الملح الناتج هو نيترات الكالسيوم، وينطلق غاز ثاني أكسيد الكربون.

هناك العديد من أنواع التفاعلات التي يمكن أن يخضع لها حمض النيتريك. لم نتناول إلا القليل منها هنا. لنلق نظرة على نوع أخير من التفاعلات ببعض من التفصيل. سنستعرض الطبيعة المؤكسدة لحمض النيتريك مع الفلزات. حمض النيتريك عامل مؤكسد قوي. ويمكن أن يتفاعل حتى مع بعض المركبات اللافلزية محدثًا انفجارات. تعتمد نواتج التفاعل بين حمض النيتريك وأي فلز على أمرين هما: تركيز حمض النيتريك وطبيعة الفلز المتفاعل معه.

يمكن أن تتفاعل معظم الأحماض مع الفلزات لإنتاج ملح وهيدروجين. يمكن أن يخضع حمض النيتريك لهذه الأنواع من التفاعلات عندما يكون مخففًا. على سبيل المثال، يمكن لحمض النيتريك المخفف أن يتفاعل مع فلز المغنيسيوم لتكوين ملح نيترات المغنيسيوم والهيدروجين الذي ينطلق في صورة غاز. فلنتناول كيفية تأكسد الفلز. كانت حالة التأكسد للمغنيسيوم في البداية تساوي صفرًا في صورته العنصرية. وبعد التفاعل، تحول إلى حالة تأكسد تساوي موجب اثنين. وكان للهيدروجين في البداية حالة تأكسد تساوي موجب واحد في حمض النيتريك. ثم اختزل إلى حالة تأكسد تساوي صفرًا.

سيتنافس هذا التفاعل في وعاء التفاعل مع تفاعل آخر بين حمض النيتريك والمغنيسيوم. إليك معادلة التفاعل المنافس. مرة أخرى، لدينا حمض نيتريك مخفف يتفاعل مع مغنيسيوم ليتكون الملح نفسه، وهو نيترات المغنيسيوم. ولكن في هذه الحالة يوجد ناتجان مختلفان غير الهيدروجين، وهما ‪NO‬‏، أي أول أكسيد النيتروجين، والماء. يشار عادة إلى أول أكسيد النيتروجين باسم أكسيد النيتريك. وهو ينطلق في صورة غاز عديم اللون. يمر المغنيسيوم في هذا التفاعل بعملية الأكسدة نفسها التي مر بها في التفاعل السابق.

يمكن أن يتفاعل أول أكسيد النيتروجين أو أكسيد النيتريك في تفاعل آخر مع الأكسجين لإنتاج غاز ثاني أكسيد النيتروجين ذي اللون البني المصفر. لكن من المهم أن نتذكر أن حمض النيتريك المخفف ينتج غاز أول أكسيد النيتروجين. لذا، في الوقت الحالي، سنحذف المعادلة الإضافية التي تحتوي على الأكسجين. دعونا نكتب معادلة عامة لهذا التفاعل. ها هي المعادلة العامة. حمض نيتريك مخفف زائد فلز يمكن أن يعطينا ملحًا زائد أكسيد النيتريك أو أول أكسيد النيتروجين زائد ماء. وقد وضعت المعادلة المنافسة في مربع أخضر اللون أيضًا كي يمكنك المقارنة بينهما.

هاتان الحالتان تخصان حمض النيتريك المخفف. ماذا عن حمض النيتريك المركز؟ معادلة تفاعل حمض النيتريك المركز مع فلز تشبه إلى حد كبير المعادلة الموجودة بالأسفل. لذا دعونا نحذف المعادلة الموجودة في الأعلى لتوفير بعض المساحة. في حالة تفاعل حمض النيتريك المركز مع المغنيسيوم، يتكرر الأمر نفسه بالضبط الذي حدث مع حمض النيتريك المخفف والمغنيسيوم فيما عدا أن أحد النواتج يكون غاز ثاني أكسيد النيتروجين الذي نعرف أنه غاز ذو لون بني مصفر. هل يمكنك ملاحظة أن هذا الغاز يتكون من التفاعل مباشرة وليس من تفاعل لاحق، كما حدث في حالة حمض النيتريك المخفف؟

مرة أخرى، نحصل على الملح نفسه، وهو نيترات المغنيسيوم. ويكون الماء أيضًا أحد النواتج. ومن الواضح أن وزن المعادلتين سيكون مختلفًا بسبب اختلاف الغازين الناتجين، إلا أن كل شيء آخر متماثل. لنكتب معادلة عامة لتفاعل حمض النيتريك المركز مع فلز. ستكون المعادلة العامة هي حمض نيتريك مركز زائد فلز يعطينا ملحًا زائد ثاني أكسيد النيتروجين زائد ماء. ومرة أخرى، يتأكسد المغنيسيوم بالطريقة نفسها مثلما حدث في التفاعلات الأخرى.

ما الاختلاف في رأيك الذي سيكون ظاهرًا عند ملاحظة هذين التفاعلين؟ حسنًا، الاختلاف الوحيد هو الغاز الذي ينطلق من التفاعل. فأحدهما ذو لون بني مصفر، والآخر عديم اللون. ماذا لو استخدمنا فلزًّا آخر بدلًا من المغنيسيوم، مثل النحاس؟ ستكون معادلات التفاعل مطابقة لمعادلات تفاعل المغنيسيوم إذا كان الفلز ينتج أيونًا شحنته اثنان موجب أيضًا. لكن، في هذه الحالة، سيكون الناتج نيترات النحاس وليس نيترات المغنيسيوم. وسيكون محلول نيترات النحاس الثنائي ذا لون أزرق داكن.

حسنًا، هل تتفاعل جميع الفلزات مع حمض النيتريك؟ الإجابة هي لا. الذهب والبلاتين والفلزات الأخرى من مجموعة البلاتين لا تتفاعل مع حمض النيتريك. ولكن إذا خلط حمض النيتريك بحمض آخر مثل حمض الهيدروكلوريك، فيمكنهما معًا إذابة هذه الفلزات.

تعرفنا حتى الآن على استخدامات حمض النيتريك، وكيفية إنتاجه، وخواصه الفيزيائية، وبعض من تفاعلاته الكيميائية. لكن كيف يمكننا اختبار وجود حمض النيتريك أو مركب نيترات آخر؟

إذا كان لدينا محلول يشتبه في احتوائه على أيونات النيترات −NO3، يمكننا أن نضيف إليه محلولًا من كبريتات الحديد الثنائي، ‪FeSO4‬‏، الذي يعرف أيضًا بكبريتات الحديدوز. يخلط هذان المحلولان معًا برفق، ثم نضيف كمية صغيرة من حمض الكبريتيك المركز قطرة تلو الأخرى إلى أسفل على جانبي أنبوب الاختبار. وعملية إضافة حمض الكبريتيك الأكثر كثافة بحذر ستؤدي إلى غوص الحمض إلى قاع أنبوب الاختبار. ستظهر طبقتان منفصلتان. وستظهر حلقة بنية اللون عند السطح الفاصل بين الحمض والمحلولين المتفاعلين في حال وجود أيونات نيترات. وستختفي هذه الحلقة باستخدام الحرارة أو الرج.

إليك معادلة التفاعل الذي يحدث عند السطح الفاصل بين المحلولين. يتأكسد الحديد في كبريتات الحديدوز ليتحول من حالة تأكسد موجب اثنين إلى حالة تأكسد موجب ثلاثة. لون الأيون ‪Fe3+‬‏ بني مصفر. وهذا يشكل جزءًا من الحلقة البنية. كما يشترك أول أكسيد النيتروجين أو أكسيد النيتريك الناتج عن هذا التفاعل في تفاعلات أخرى لينتج مركبات أخرى معقدة. وتشكل هذه المركبات معًا الحلقة البنية التي تؤكد وجود أيونات النيترات في المحلول المتفاعل.

في هذا المثال، استخدمنا نيترات الصوديوم. سنلقي نظرة على اختبار آخر. وهو خاص بأيون النيتريت. إذا أخذنا محلول ملح نشتبه في احتوائه على أيونات النيتريت، −NO2، فيمكننا إضافة برمنجنات البوتاسيوم المحمضة، ‪KMnO4‬‏، بالإضافة إلى بضع قطرات من حمض الكبريتيك المركز. سيكون لون المحلولين معًا أرجوانيًّا فاتحًا بسبب وجود برمنجنات البوتاسيوم. وإذا كانت هناك أيونات نيتريت بالفعل، فسيختفي اللون الأرجواني. إليك معادلة التفاعل حيث نستخدم مرة أخرى نيتريت الصوديوم كمثال.

يتحول أيون البرمنجنات الأرجواني إلى أيون المنجنيز اثنين موجب عديم اللون. ويعد هذا التفاعل أيضًا تفاعل أكسدة واختزال، ولكننا لن نخوض في تفاصيله هنا. لا يقتصر اختبار أيونات النيتريت على هذه الأيونات فقط. فيمكن أن يختفي لون برمنجنات البوتاسيوم بفعل أيونات أخرى أيضًا؛ لذا فهذا الاختبار ليس دليلًا كافيًا على وجود أيونات النيتريت. وسيكون علينا إجراء اختبار آخر للتأكد من وجود أيونات النيتريت بالفعل في المحلول.

لقد تعلمنا الكثير عن حمض النيتريك. دعونا نلخص بعضًا من النقاط الأكثر أهمية. عرفنا أن هناك العديد من الاستخدامات الصناعية والتجارية لحمض النيتريك. وأنه مادة بادئة شائعة في صنع المتفجرات والأسمدة والأصباغ، والكثير من المنتجات الأخرى. وعرفنا أنه يمكن تحضيره في المختبر من نيترات الصوديوم وحمض الكبريتيك المركز.

كما تعرفنا على بعض من خواصه الفيزيائية، مثل رائحته النفاذة، وسميته، وحقيقة أنه يسبب التآكل وذا قابلية عالية للذوبان في الماء، وأنه في صورته النقية يكون سائلًا عديم اللون في درجة حرارة الغرفة. ورأينا أنه يتحلل في وجود الحرارة أو أشعة الشمس لينتج غاز ثاني أكسيد النيتروجين ذا اللون البني المصفر، وأنه عادة ما يبدو حمض النيتريك بلون بني مصفر، لا عديم اللون، بسبب ناتج التحلل هذا. وحمض النيتريك المتوفر تجاريًّا يكون ذا لون بني مصفر، و68 بالمائة من كتلته حمض نيتريك ذائب في الماء.

تعرفنا كذلك على بعض تفاعلات حمض النيتريك. فرأينا أنه حمض قوي ومؤكسد قوي. ومن الأمور المثيرة للاهتمام التي تعلمناها أن تركيز حمض النيتريك عند تفاعله مع فلز قد يؤثر على النواتج المتكونة. فينتج أول أكسيد النيتروجين عن التفاعل مع الحمض المخفف، وثاني أكسيد النيتروجين عن التفاعل مع الحمض المركز. وأخيرًا، تعرفنا على اختبار الحلقة البنية لأيونات النيترات، واختبار برمنجنات البوتاسيوم لأيونات النيتريت، ولكن اختبار برمنجنات البوتاسيوم ليس قاطعًا بما يكفي.

تستخدم نجوى ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. معرفة المزيد حول سياسة الخصوصية لدينا.