TMI II ácido nítrico

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ETEC- Maria Cristina Medeiros 
 
 
 
 
 
 
TMI II – Ácido Nítrico 
 
 
 
Componentes: 
Amanda Alves 
Amanda Campos 
Ana Carolina 
Ana Paula 
Bruna Paloma 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ribeirão Pires, 
2018 
 
 
 Etec- Professora Maria Cristina Medeiros 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ácido Nítrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ribeirão Pires, 
2018 
Trabalho de pesquisa, apresentado ao 
Curso Técnico de Química da Etec Profª 
Maria Cristina Medeiros de Ribeirão 
Pires, orientado pelo Prof. Vilson, como 
requisito parcial para obtenção do título de 
aprendizado. 
 
 
 
 
Sumário 
Introdução: .............................................................................................................................................. 8 
Dados:...................................................................................................................................................... 9 
O que é?................................................................................................................................................. 10 
Produção industrial ................................................................................................................................ 11 
Processo Ostwald .................................................................................................................................. 12 
História: ................................................................................................................................................. 15 
Matérias- Prima ..................................................................................................................................... 16 
Reações Fundamentais ......................................................................................................................... 16 
Concentração do Produto Final ............................................................................................................. 18 
Reações e Variações de Energia ............................................................................................................ 20 
Reação reversível .................................................................................................................................. 22 
Economia e mercado ............................................................................................................................. 24 
Conclusão: ............................................................................................................................................. 26 
Referências: ........................................................................................................................................... 27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introdução: 
 
Neste trabalho será abordado dados, concentração final e os processos 
referentes à produção industrial do ácido nítrico (HNO3), um líquido viscoso, inodoro 
e incolor, muito volátil, forte oxidante, corrosivo e miscível em água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Dados: 
 
Características: 
Fórmula HNO3 
Massa molar 63,01 g/mol 
Ponto de ebulição 83 ° C 
Ponto de fusão -42 ° C 
Informações: 
 
• Nome : Ácido Nítico/ Ácido Azótico; 
• Classificação e rotulagem de perigo: Irritante / Corrosivo; 
• Pressão de vapor: 6,8 mmHg a 20 °C (dados de literatura); 
• Densidade do vapor: Não aplicável; 
• Densidade: 1,300 a 1,350 g/cm3 (solução a 54%); 
• Solubilidade: Miscível com água em todas as proporções com liberação de 
calor; 
 • Outras informações: Além do produto ser corrosivo, não deve ser esquecido seu 
efeito oxidante, corrosivos, tóxicos, líquidos que podem causar queimaduras graves. 
Ele é usado para fabricação de explosivos como a nitroglicerina e o 
TRINITROTOLUENO (TNT), bem como fertilizantes como nitrato de amónio. 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
O que é? 
É um composto químico representado pela fórmula HNO3, é um líquido aquoso 
incolor (com 70% em massa de nitrato de hidrogênio), inodoro e viscoso, 
extremamente volátil, tóxico e corrosivo (podendo causar queimaduras e manchas 
amareladas na pele), miscível em água e forte oxidante. É fumegante em contato 
com o ar, seu ponto de ebulição é 83°C a 1 atm, ou seja, ao nível do mar. Logo após 
o ácido sulfúrico é o segundo ácido mais consumido e fabricado em indústrias. 
É um ácido incompatível com a maioria dos compostos orgânicos. O ácido nítrico 
reage de três maneiras: como agente de nitração, como ácido forte e como agente 
oxidante. Como ácido forte ele provoca reação com produtos alcalinos e óxidos, o 
que forma sais chamados de nitratos; oxida produtos orgânicos como o álcool 
furfurílico e a anilina, sendo usado como combustíveis para foguetes; agora as 
reações de nitração já envolvem a nitração comum (com hidrocarbonetos) e a 
esterificação (com álcoois), o que possibilita a síntese de explosivos orgânicos. 
Esse ácido é solúvel em água e com o tempo ele se decompõe pela ação da luz e 
adquire uma coloração avermelhada. 
O HNO3 pode ser produzido industrialmente ou naturalmente. Ele pode se formar em 
ambientes não poluídos, durante chuvas acompanhadas de relâmpagos e pode ser 
liberado por veículos com motor à explosão e que ocasionam um tipo de chuva 
ácida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Produção industrial 
 
O ácido nítrico é obtido pela reação do dióxido de nitrogênio (anidrido nítrico, NO2) 
com a água. 
 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO 
Normalmente, o óxido nítrico produzido pela reação é reoxidado por oxigênio no ar 
para produzir dióxido de nitrogênio adicional. 
Ácido nítrico diluído pode ser concentrado por destilação até um ácido a 68%, o qual 
é um azeótropo máximo de ebulição contendo 32%. Industrialmente, ácido nítrico 
mais concentrado é produzido por dissolver dióxido de nitrogênio adicional no ácido 
nítrico a 68% em uma torre de absorção. Óxidos de nitrogênio quaisquer dissolvidos 
são demovidos no caso de ácido nítrico fumegante branco, ou permanecem na 
solução para formar um ácido nítrico fumegante vermelho. 
 
 Planta de produção de ácido nítrico (www.sabinmetal.com). 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
Processo Ostwald 
 
A produção massiva do ácido nítrico é via o processo Ostwald, nomeado devido ao 
químico alemão Wilhelm Ostwald. Neste processo, amônia anidra (NH3) é oxidada a 
óxido nítrico pelo oxigênio (O2) a 850°C (cita-se também 900°C) e 5 atmosferas de 
pressão, com a ajuda de catalisadores de platina e ródio, para resultar no gás NO. 
 
Por usar amônia derivada do processo Haber, o produto final pode ser produzido do 
nitrogênio, hidrogênio, e oxigênio os quais são derivados do ar e gás naturais como 
únicas matérias primas. 
O processo de Ostwald é um método utilizado para a produção industrial de ácido 
nítrico, patenteado em 1902, e implementado pela primeira vez em 1908. Neste 
processo, o ácido nítrico é sintetizado pela oxidação de amoníaco. Antes da 
introdução do processo de Ostwald, todo o ácido nítrico era produzido por destilação 
salitre – nitrato de sódio (NaNO3) ou nitrato de potássio (KNO3) – com ácido 
sulfúrico concentrado. O processo Ostwald agora é responsável por toda a produção 
industrial de ácido nítrico, um suprimento químico fundamental para as indústrias de 
fertilizantes e explosivos. 
O processo Ostwald envolve a reação deamoníaco com o oxigênio para produzir 
dióxido de azoto. 
Em 1901, Wilhelm Ostwald desenvolveu um método de síntese de ácido nítrico a 
partir da oxidação de amoníaco por catálise. O processo tem três etapas. Em 
primeiro lugar, uma mistura de uma parte de gás amoníaco (NH3) e 10 partes de ar 
são inseridos dentro da câmara catalítica, onde, a uma temperatura de 700 a 800 ° 
C. Usando um catalisador de platina, o amoníaco se combina com o oxigênio (O2) 
para produzir o óxido nítrico (NO): 
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O. 
 
 
13 
 
 
Em segundo lugar, na câmara de oxidação, a uma temperatura de 50 ° C, o óxido 
nítrico é combinado com o oxigênio para produzir dióxido de azoto: 
2NO + O2 → 2NO2. 
 Finalmente, na câmara de absorção, o dióxido de azoto é dissolvido em água, 
resultando no ácido nítrico (HNO3) e óxido nítrico, que pode então ser reciclado: 
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO. 
O processo de Ostwald produz ácido nítrico como uma solução aquosa de cerca de 
60% de concentração. Por destilação, a concentração é aumentada para 68,5%, 
dando ao ácido nítrico o grau reagente que é usado para a maioria das finalidades. 
Este ácido é um azeótropo de ácido nítrico e água, o que significa que ferve dois 
compostos à mesma temperatura (122 ° C), e por isso não pode ser adicionalmente 
concentrado por destilação simples. Se as concentrações mais elevadas são 
necessárias, eles podem ser obtidos por meio de destilação com ácido sulfúrico 
concentrado – que absorve a água -, ou diretamente pela combinação de água 
dióxido de azoto e oxigênio. 
 
 
 
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Ácido nítrico a partir do ar (editado de kojomoe.files.wordpress.com). 
 
 
 
 
 
 
 
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História: 
Ostwald descobriu o processo durante a primeira guerra mundial e 
contribuiu para que a guerra se estendesse. A Alemanha necessitava 
de reservas de nitrato, onde a única forma de obtenção de explosivos 
era do guano, encontrado em grandes quantidades em ilhas na costa 
do peru; 
Com o início das hosti l idades, as rotas para o at lânt ico foram 
bloqueadas e a Alemanha necessitava de matéria-prima para seus 
explosivos e armas de art i lharia. A BASF pioneira no setor químico, 
produzia em 1913 cerca de 30 toneladas por dia de amônia. 
 Dessa forma, combinando os processos de Haber e Ostwald, a 
Alemanha possuía explosivos para anos e anos de guerra. 
especial istas dizem, que se esses processos não fossem 
desenvolvidos nesse tempo, a guerra não teria desenrolado como foi. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Matérias- Prima 
 
As matérias-primas essenciais da fabricação moderna do ácido nítrico são a amônia 
anidra, o ar, a água e uma tela de platina-ródio como catalisador. Em virtude da sua 
pequena massa molecular, a amônia pode ser transportada economicamente desde 
as grandes usinas primárias de fixação do nitrogênio atmosférico até as fábricas de 
oxidação, nos centros consumidores. A amônia anidra também pode ser 
transportada em tanques de aço, enquanto o ácido nítrico requer carros-tanque em 
aço inoxidável, que pesam muito mais. 
 
 
Reações Fundamentais 
 
A reação é descrita como sendo: 
 
 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O 
 
O óxido nítrico é então reagido com oxigênio no ar para formar dióxido de nitrogênio. 
 
 4 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) 
 
Este é subsequentemente absorvido em água para formar o ácido nítrico e óxido 
nítrico. O óxido nítrico é reciclado para reoxidação, por condensação a temperatura 
de 37.8 °C ou menos e a pressão de 115 psia (7,8 bar). Mas também a reação pode 
ser realizada com a adição de oxigênio, conduzindo diretamente ao ácido nítrico. 
 
 4 NO2 (g) + 2 H2O (l) + O2 → 4 HNO3 
 
Com a seguinte reação intermediária: 
 
 2 NO2 + O2 → 2 NO2 + N2O4 
 
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Uma segunda corrente de ar entrando na coluna de absorção oxida o NO e remove 
o NO2 do ácido produzido. Operações a mais altas pressões conduzem à produção 
de ácido nítrico de maior concentração por aumentar a absorção em água e 
aumentar a pressão parcial de NOx. O produto final da torre de absorção possui 
concentração de 55 a 65 % em peso de HNO3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Concentração do Produto Final 
 
A concentração deste ácido se dá em processo com a presença de ácido sulfúrico 
concentrado, normalmente em 60 a 67% em peso em relação ao ácido nítrico. O 
ácido sulfúrico é necessário devido à formação do azeótropo da água com o ácido 
nítrico. As colunas de destilação normalmente operam a pressões próximas da 
atmosférica, podendo-se por este processo obter-se ácido nítrico a 99% de 
concentração, mas ainda contendo NO2. 
O sistema ácido nítrico-água altera-se com a presença de ácido sulfúrico para o 
seguinte gráfico: 
 
 Editado de www.cheresources.com 
 
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 Gráficos de sistemas ácido nítrico / vapor d'água contra temperatura ácido nítrico / 
vapor d'água em presença de ácido sulfúrico (www.qvf.com)
 
Fluxograma do processo de concentração do ácido nítrico através do ácido sulfúrico 
(www.cheresources.com) 
 
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Reações e Variações de Energia 
 
As reações essenciais para a produção do ácido nítrico pela oxidação do amoníaco 
podem ser representadas da seguinte forma. 
 
 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O (1) 
 ΔH298°C=-216,6 kcal ou -903 kJ 
 
 4 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) (2) 
 ΔH298°C=-27,1 kcal ou -116,3 kJ 
 
 3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(g) + NO(g) 
 ΔH298°C=-32,2 kcal ou -134,7 kJ 
 
 NH3(g) + O2(g) → 1/2 N2O(g) + 3/2 H2O 
 ΔH=-65,9 kcal 
Diversas reações paralelas reduzem um tanto o rendimento da reação (1). 
 
 4 NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O 
 ΔH298°C=-302,7 kcal 
 
 4 NH3(g) + 6 NO(g) → 5 N2(g) + 6 H2O 
 ΔH298°C=-431,9 kcal 
 
 2 NO2(g) → N2O4(g) 
 ΔH=-13,9 kcal 
 
A reação (1) é uma reação catalítica muito rápida, que se efetua pela passagem de 
amônia, a cerca de 10% em volume, misturada com ar pré-aquecido, através de 
uma tela muito fina, em várias camadas, de platina (10%) e ródio, aquecida a uma 
temperatura de aproximadamente 920°C ou menos; uma vez inflamado, a amônia 
continua a queimar. O rendimento é de 94 a 95%. A constante de equilíbrio das 
 
21 
 
 
reações (1) e (2), para a produção de NO2 a 627°C, é de 9,94×1014. Esta reação é 
realizada usualmente auma pressão de 100 psi (7 atm, aproximadamente). Na 
Europa, a pressão operacional é de uma 3 atm e a temperatura fica nas vizinhanças 
de 815 °C, o que provoca menores perdas de platina e uma velocidade de produção 
mais baixa. 
Conforme se vê na reação (1), o aumento de volume é pequeno, de modo que o 
princípio de Le Chatelier não afeta substancialmente o equilíbrio. 
 
É grande o volume de publicações sobre a industrialização destas reações. 
 
O aumento de pressão, entretanto, graças à compressão dos reagentes, possibilita 
atingir maior velocidade espacial, com que se efetuam economias na fábrica até que 
a pressão tenha um nível tão elevado que o custo da espessura maior da chapa de 
aço inoxidável mais do que contrabalança a economia realizada no porte do 
equipamento por libra produzida. A pressão de oxidação também fornece um ácido 
com 60 a 70% de HNO3, em comparação com o HNO3 a 50 a 55%, que se obtém na 
oxidação atmosférica. A velocidade da conversão da amôniaé extraordinariamente 
elevada, dando conversão excelente num certo tempo de contato de 3×10-4 s a 
750°C, com a fina tela de platina e ródio, o catalisador. 
Por isso, na prática industrial, é econômico misturar inicialmente todo o ar com a 
amônia necessária para as reações (1) e (2). A oxidação do NO a NO2 é a reação 
mais lenta, mas o equilíbrio é mais favorável em temperaturas mais baixas. Por isso, 
a reação é realizada em absorvedores de grande capacidade, com resfriamento em 
todas as bandejas superiores. Em virtude da diminuição de volume, esta reação é 
favorecida pela pressão alta de acordo com o princípio de Le Chatelier. Embora 
estas circunstâncias aumentem o custo do equipamento para efetivar a oxidação do 
óxido nítrico, contribuem também para o aumento da conversão. É necessário, no 
projeto de uma usina, saber a duração da reação, para que se possa calcular o 
volume necessário do equipamento. 
 
 3 NO2 + H2O ⇌ 2 HNO3 + NO(3) 
 
 
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A equação (3) é na realidade um fenômeno de absorção. Esta reação, na opinião de 
Taylor, Chilton e Handforth, é a controladora de velocidade na fabricação do ácido 
nítrico, e sua velocidade pode ser aumentada pelo emprego de uma torre de 
absorção sob pressão e com resfriamento, usando-se ácido de diferentes 
concentrações, em contracorrente, para efetivar a absorção. O ar quente é 
introduzido numa seção curta, recheado por anéis de Raschig, entre a torre e o 
coletor de ácido. Com isto, provoca-se a reoxidação do NO formado e t dessorve-se 
(alveja-se) o óxido nitroso dissolvido, que atribui coloração ao ácido. 
 
 
Anéis de Raschig de porcelana de diversos tamanhos 
(www.porcelanarex.com.br). 
 
 
Reação reversível: 
 
 2 NO2 ⇌ N2O4 
 
Os gases NO2 e N2O4 são passados por tubos resfriados à água para uma torre 
maior (um tanque de oxidação) onde a oxidação é completada. Os produtos então 
vão para torres de absorção (de até 30 metros de altura), as quais são normalmente 
feitas de aço inoxidável e que podem ser de dois tipos. Em um processo (o qual usa 
várias torres) água é borrifada na descendente em cada torre, a qual é preenchida 
 
23 
 
com anéis Raschig cerãmicos ou de grés, com os gases em ascensão. O outro 
método usa uma torre contendo bandejas contendo borbulhadores com campânulas 
similares aqueles usados nas torres de fracionamento de petróleo e os gases em 
ascensão entram em contato íntimo com a água na descendente. 
Algum ácido nítrico sempre é formado antes do estágio de absorção pela ação da 
água condensada no processo de resfriamento, e este é misturado com o ácido a 
60% na parte final das torres de absorção. O ácido que sai das torres é esverdeado, 
mas estes podem ser removidos por borbulhamento de ar através do líquido. 
 
As pequenas quantidades de óxidos de nitrogênio restantes nos “fumos nitrosos” 
remanescentes no fim do processo podem ser, mas apenas ocasionalmente, 
absorvido em solução de carbonato de sódio diluída para produzir nitrito de sódio, o 
qual é utilizado na indústria de corantes. 
 
 
 NO + NO2 + Na2CO3 → 2 NaNO2 + CO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Economia e mercado 
 
 
 (passeidireto.com.br) 
 
25 
 
Com capacidade de 470 mil t/ano, a Vale Fertilizantes é hoje responsável por 
aproximadamente 85% da produção nacional desse ácido, estima Luiz Antonio 
Veiga Mesquita, diretor comercial e de marketing da empresa. Além dela, também 
produzem ácido nítrico no Brasil a Petrobras – em sua unidade de fertilizantes – e a 
Rhodia, nesta, porém, é aproveitado apenas internamente, dentro da cadeia de 
produção de poliamida. 
Do total de ácido nítrico da Vale, cerca de 35% serve à produção de nitrato de 
amônio utilizado em fertilizantes. Os 65% restantes seguem para o setor químico, 
que o aproveita basicamente a 53% de concentração. Há, entretanto, quem o use 
em concentrações bem mais elevadas, até 99%, para assim empregá-lo na 
produção de nitrocelulose, nos intermediários poliuretânicos TDI e MDI, e explosivos 
(a Rhodia o consome na concentração 61%). 
Os explosivos, usados em grandes obras de engenharia civil, compõem um dos 
segmentos de mercado no qual, cresce mais aceleradamente o uso do ácido nítrico. 
Mas o ácido nítrico tem inúmeras outras aplicações; por exemplo, na produção de 
medicamentos, na indústria têxtil, na metalurgia e na fabricação de tintas e cerâmicas, 
principalmente em processos de nitrificação de composto orgânicos, na fabricação de 
explosivos, fertilizantes agrícolas, vernizes, celuloses, salitre (nitrato de potássio), 
pólvora negra, trinitrolueno (TNT), nitroglicerina (dinamite), seda artificial, ácido 
benzoico, fibras sintéticas, galvanoplastia, ácido pícrico, nylon, entre outros. 
Na indústria metalúrgica, o ácido nítrico é utilizado para a refinação de metais 
preciosos, como o ouro e a prata. Na indústria de impressão é usado como agente de 
gravação em fotogravura e litografia. É utilizado pelos fotógrafos que utilizam filmes 
de nitrocelulose e pela indústria farmacêutica, na composição e na destruição de 
medicamentos. 
Pode causar efeitos nocivos à saúde, se inalado, pode conduzir à pneumonia e edema 
pulmonar, se ingerido, pode ocasionar queimaduras na boca, garganta, esôfago e 
estômago, em contato com a pele e olhos causa queimaduras severas. Em caso de 
acidentes com ácido nítrico é fundamental buscar orientação médica. 
 
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Conclusão: 
 
Pode-se concluir que a produção de ácido nítrico, que se dá pelo processo de 
Ostwald, é muito importante, pois ele é o segundo ácido mais fabricado e mais 
consumido nas indústrias. Utilizado para processos de nitrificação de compostos 
orgânicos, fabricação de explosivos, fertilizantes agrícolas, pólvora negra, TNT, 
entre outros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
Referências: 
 
www.Scientiaestpotentiaplus.com 
Acesso em: 15 setembro de 2018 
Às: 18:00 
www.infoescola.com 
Acesso em: 15 setembro de 2018 
Às: 14:00 
www.passeidireto.com 
Acesso em: 15 setembro de 2018 
Às: 16:00 
www.docplayer.com 
Acesso em: 15 de setembro de 2018 
ÀS: 15:00 
www.manutençãoesuprimento.com 
Acesso em: 15 de setembro de 2018 
Às: 10:00 
www.quimicasprocom.com 
Acesso em: 15 de setembro de 2018 
Às: 19:00