Utente:Grasso Luigi/sanbox1/Acido azotidrico
| Acido azotidrico | |
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| Nome IUPAC | |
| triazoturo di idrogeno | |
| Nomi alternativi | |
| acido nitridrico azoturo di idrogeno acido idrazoico | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | HN3 |
| Massa molecolare (u) | 43.03 |
| Aspetto | liquido incolore |
| Numero CAS | Immagine_3D |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Costante di dissociazione acida a 298 K | 6,78 x 10−4 |
| Temperatura di fusione | −80 °C (193.15 K) |
| Temperatura di ebollizione | 37 °C (310.15 K) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| Frasi H | 200 - 319 - 335 - 370 |
| Consigli P | 201 - 202 - 260 - 261 - 264 - 270 - 271 - 280 - 281 - 304+340 - 305+351+338 - 307+311 - 312 - 321 |
L'acido azotidrico, anche detto idrogeno azide o azoimmide[1], è un acido debole tossico, liquido a temperatura ambiente e fortemente volatile. I suoi sali vengono chiamati azoturi (impropriamente "azidi", che è il nome inglese), dei quali i più conosciuti sono lo azoturo di piombo e di mercurio, noti per l'uso come esplosivi d'innesco. Per la maggior parte i suoi sali sono estremamente tossici. Lo stesso acido azotidrico è un composto che non trova molte applicazioni pratiche, data la sua pericolosità, infatti è altamente esplosivo e tossico, caratteristica che ne preclude la possibilità di trasporto.
Applicazioni modifica
L'acido azotidrico di solito viene utilizzato laddove viene prodotto, in laboratorio, per la sintesi di altre sostanze, come i nitruri.
Storia modifica
Fu isolato per la prima volta nel 1890 da Theodor Curtius[2] (Berichte, 1890, 23, p. 3023).
Proprietà fisiche e reattività modifica
L'acido azotidrico è solubile in acqua (pKa di circa 4,6) [3] con una entalpia standard di formazione ΔfHo (l, 298K = +264 kJmol−1).[4], e questa soluzione scioglie molti metalli (zinco, ferro) con l'evoluzione di idrogeno e formazione di azoturi.
Tutti questi sali sono esplosivi, o si decompongono energicamente se sottoposti ad alte temperature. Nelle sue proprietà mostra delle analogie con gli acidi degli elementi alogeni, infatti, in soluzione acquosa, forma sali poco solubili a contatto con piombo, mercurio e argento. Questi sali metallici si asciugano in forma anidra e sottoposti ad una sorgente di calore, si decompongono energicamente in azoto e nel metallo che li componeva.
Produzione modifica
L'acido è formato dalla solvatazione in acido forte dei suoi sali, oppure dall'azione dell'acqua sull'azoturo di sodio. Normalmente le soluzioni di azoturo di sodio in acqua contengono tracce di acido azotidrico in equilibrio con il sale azidico, ma l'introduzione di un acido più forte può convertire la specie primaria in soluzione in acido azotidrico.
L'acido puro può essere ottenuto mediante una distillazione frazionata, considerato il bassissimo punto di ebollizione per un liquido, sebbene ciò comporti gravissimi rischi a causa della notevole instabilità della molecola.[1]
- NaN3 + HCl → HN3 + NaCl
La sua soluzione acquosa può anche essere preparata mediante trattamento di azoturo di bario con acido solforico diluito, filtrando l'insolubile solfato di bario.[5]
Inizialmente è stato preparato dalla reazione di idrazina in soluzione acquosa con acido nitroso.
- N2H5+ + HNO2 → HN3 + H+ + 2 H2O
Altri agenti ossidanti, come il perossido di idrogeno, cloruro di nitrosile, triclorammina o l'acido nitrico, sono stati utilizzati. [6]
Tossicità modifica
L'acido azotidrico è altamente volatile e tossico, causando il blocco della respirazione cellulare anche in piccole dosi: la LC50 per il topo, per via aerea, è 34 mg/m3 mentre l'LD50 per via orale sul ratto è 33 mg per ogni kg di peso corporeo. I globuli rossi, forse per mezzo della catalisi enzimatica, possono convertire gli azoturi in monossido di azoto, un potente vasodilatatore, con effetti anche fatali.
Note modifica
- ^ a b Chisholm, Hugh, "Azoimide", in Encyclopædia Britannica., vol. 3, 11ª ed., Cambridge University Press., 1911, pp. 82-83. Questo contiene anche una descrizione dettagliata del processo di produzione attuale.
- ^ Theodor Curtius, Ueber Stickstoffwasserstoffsäure (Azoimid) N3H, in Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft, vol. 23, n. 2, 1890, pp. 3023–3033, DOI:10.1002/cber.189002302232.
- ^ David Furman, Reactive Force Field for Liquid Hydrazoic Acid with Applications to Detonation Chemistry, in The Journal of Physical Chemistry C, vol. 120, n. 9, 10 marzo 2016, pp. 4744–4752, DOI:10.1021/acs.jpcc.5b10812.
- ^ Errore nelle note: Errore nell'uso del marcatore
<ref>: non è stato indicato alcun testo per il marcatoreInorgChem - ^ L . F. Audrieth, C. F. Gibbs Hydrogen Azide in Aqueous and Ethereal Solution" Inorganic Syntheses 1939, vol. 1, pp. 71-79.
- ^ Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, pp. 432, ISBN 0-08-037941-9.
Voci correlate modifica
Altri progetti modifica
Collegamenti esterni modifica
- Template:Thesaurus BNCF
- (EN) Chemical Sampling Information: Hydrazoic Acid, su osha.gov.
