Ácido nítrico
Ácido nítrico es el compuesto inorgánico con la fórmula HNO3. Es un ácido mineral altamente corrosivo. El compuesto es incoloro, pero las muestras más antiguas tienden a tener un tono amarillo debido a la descomposición en óxidos de nitrógeno. La mayor parte del ácido nítrico comercialmente disponible tiene una concentración del 68% en agua. Cuando la solución contiene más del 86 % de HNO3, se denomina nítrico fumante ácido. Dependiendo de la cantidad de dióxido de nitrógeno presente, el ácido nítrico fumante se caracteriza además como ácido nítrico fumante rojo en concentraciones superiores al 86 %, o ácido nítrico fumante blanco en concentraciones superiores al 95 %.
El ácido nítrico es el principal reactivo utilizado para la nitración: la adición de un grupo nitro, normalmente a una molécula orgánica. Si bien algunos de los compuestos nitro resultantes son explosivos sensibles al impacto y al calor, algunos son lo suficientemente estables como para usarse en municiones y demolición, mientras que otros son aún más estables y se usan como pigmentos en tintas y tintes. El ácido nítrico también se usa comúnmente como un agente oxidante fuerte.
Propiedades físicas y químicas
El ácido nítrico disponible comercialmente es un azeótropo con agua en una concentración del 68 % HNO3. Esta solución tiene una temperatura de ebullición de 120,5 °C (249 °F) a 1 atm. Se conoce como "ácido nítrico concentrado". El azeótropo de ácido nítrico y agua es un líquido incoloro a temperatura ambiente.
Se conocen dos hidratos sólidos: el monohidrato HNO3·H2O o nitrato de oxonio [H3O]+[NO3]− y el trihidrato HNO3·3H2O.
Ocasionalmente se ve una escala de densidad más antigua, con ácido nítrico concentrado especificado como 42 Baumé.
Contaminación con dióxido de nitrógeno
El ácido nítrico está sujeto a descomposición térmica o lumínica y, por esta razón, a menudo se almacenaba en botellas de vidrio marrón:
- 4 HNO3 → 2 H2O + 4 NO2 + O2
Esta reacción puede dar lugar a algunas variaciones no despreciables en la presión de vapor por encima del líquido porque los óxidos de nitrógeno producidos se disuelven parcial o completamente en el ácido.
El dióxido de nitrógeno (NO2) y/o tetróxido de dinitrógeno (N2O4) permanece disuelto en el nítrico ácido que lo colorea de amarillo o incluso rojo a temperaturas más altas. Mientras que el ácido puro tiende a emitir vapores blancos cuando se expone al aire, el ácido con dióxido de nitrógeno disuelto emite vapores de color marrón rojizo, lo que lleva a los nombres comunes "ácido nítrico fumante rojo" y "ácido nítrico fumante blanco". Los óxidos de nitrógeno (NOx) son solubles en ácido nítrico.
Ácido nítrico fumante
El ácido nítrico fumante de calidad comercial contiene un 98 % de HNO3 y tiene una densidad de 1,50 g /cm3. Este grado se usa a menudo en la industria de explosivos. No es tan volátil ni tan corrosivo como el ácido anhidro y tiene una concentración aproximada de 21,4 M.
El ácido nítrico fumante rojo, o RFNA, contiene cantidades sustanciales de dióxido de nitrógeno disuelto (NO2) dejando la solución con un color marrón rojizo. Debido al dióxido de nitrógeno disuelto, la densidad del ácido nítrico fumante rojo es inferior a 1,490 g/cm3.
Se puede preparar un ácido nítrico fumante inhibido, ya sea ácido nítrico fumante inhibido blanco (IWFNA) o ácido nítrico fumante rojo inhibido (IRFNA), mediante la adición de 0,6 a 0,7 % de fluoruro de hidrógeno (alta frecuencia). Este fluoruro se agrega para resistencia a la corrosión en tanques de metal. El fluoruro crea una capa de fluoruro de metal que protege el metal.
Ácido nítrico anhidro
El ácido nítrico fumante blanco, ácido nítrico puro o WFNA, está muy cerca del ácido nítrico anhidro. Está disponible como ácido nítrico al 99,9% por ensayo. Una especificación para el ácido nítrico fumante blanco es que tiene un máximo de 2 % de agua y un máximo de 0,5 % disuelto NO2. El ácido nítrico anhidro tiene una densidad de 1,513 g/cm3 y tiene una concentración aproximada de 24 molar. El ácido nítrico anhidro es un líquido móvil incoloro con una densidad de 1,512 g/cm3 que se solidifica a −42 °C (−44 °F) para formar cristales blancos. A medida que se descompone en NO2 y agua, adquiere un tinte amarillo. Hierve a 83 °C (181 °F). Por lo general, se almacena en una botella de vidrio ámbar inastillable con el doble de volumen de espacio superior para permitir que se acumule presión, pero incluso con esas precauciones, la botella debe ventilarse mensualmente para liberar la presión.
Estructura y unión
Dos de los enlaces N–O (dos enlaces N–O con átomos terminales de O) son equivalentes y relativamente cortos. Esto puede explicarse mediante teorías de resonancia; las dos formas canónicas principales muestran cierto carácter de enlace doble en estos dos enlaces, lo que hace que sean más cortos que los enlaces N-O simples. El tercer enlace N-O se alarga porque su átomo de O está unido al átomo de H.
Reacciones
Propiedades ácido-base
El ácido nítrico normalmente se considera un ácido fuerte a temperatura ambiente. Existe cierto desacuerdo sobre el valor de la constante de disociación ácida, aunque el valor de pKa generalmente se informa como inferior a -1. Esto significa que el ácido nítrico en solución diluida está completamente disociado excepto en soluciones extremadamente ácidas. El valor pKa sube a 1 a una temperatura de 250 °C.
El ácido nítrico puede actuar como base con respecto a un ácido como el ácido sulfúrico:
- HNO3 + 2 H2SO4 [NO]2]+ + [H3O]+ + 2 HSO−4;Equilibrio constante: K Entendido 22
El ion nitronio, [NO2]+, es el reactivo activo en las reacciones de nitración aromática. Dado que el ácido nítrico tiene propiedades tanto ácidas como básicas, puede sufrir una reacción de autoprotólisis, similar a la autoionización del agua:
- 2 HNO3 [NO]2]+ + NO−3 + H2O
Reacciones con metales
El ácido nítrico reacciona con la mayoría de los metales, pero los detalles dependen de la concentración del ácido y la naturaleza del metal. El ácido nítrico diluido se comporta como un ácido típico en su reacción con la mayoría de los metales. El magnesio, el manganeso y el zinc liberan H2:
- Mg + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + H2
- Mn + 2 HNO3 → Mn(NO3)2 + H2
- Zn + 2 HNO3 → Zn(NO3)2 + H2
El ácido nítrico puede oxidar metales no activos como el cobre y la plata. Con estos metales no activos o menos electropositivos los productos dependen de la temperatura y la concentración de ácido. Por ejemplo, el cobre reacciona con ácido nítrico diluido a temperatura ambiente con una estequiometría de 3:8:
- 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
El óxido nítrico producido puede reaccionar con el oxígeno atmosférico para dar dióxido de nitrógeno. Con ácido nítrico más concentrado, el dióxido de nitrógeno se produce directamente en una reacción con estequiometría 1:4:
- Cu + 4 H+ + 2 NO−3 → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O
Al reaccionar con ácido nítrico, la mayoría de los metales dan los nitratos correspondientes. Algunos metaloides y metales dan los óxidos; por ejemplo, Sn, As, Sb y Ti se oxidan en SnO2, As2O5, Sb2O5 y TiO2 respectivamente.
Algunos metales preciosos, como el oro puro y los metales del grupo del platino, no reaccionan con el ácido nítrico, aunque el oro puro sí reacciona con aqua regia, una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido clorhídrico. Sin embargo, algunos metales menos nobles (Ag, Cu,...) presentes en algunas aleaciones de oro relativamente pobres en oro, como el oro coloreado, pueden oxidarse y disolverse fácilmente con ácido nítrico, lo que provoca cambios de color en la superficie de la aleación de oro. El ácido nítrico se utiliza como un medio económico en las joyerías para detectar rápidamente aleaciones con bajo contenido de oro (< 14 quilates) y para evaluar rápidamente la pureza del oro.
Al ser un poderoso agente oxidante, el ácido nítrico reacciona con muchos compuestos no metálicos, a veces de forma explosiva. Dependiendo de la concentración de ácido, la temperatura y el agente reductor involucrado, los productos finales pueden ser variables. La reacción tiene lugar con todos los metales excepto la serie de metales nobles y ciertas aleaciones. Como regla general, las reacciones oxidantes ocurren principalmente con el ácido concentrado, favoreciendo la formación de dióxido de nitrógeno (NO2). Sin embargo, las poderosas propiedades oxidantes del ácido nítrico son de naturaleza termodinámica, pero a veces sus reacciones de oxidación no están favorecidas cinéticamente. La presencia de pequeñas cantidades de ácido nitroso (HNO2) aumenta considerablemente la velocidad de reacción.
Aunque el cromo (Cr), el hierro (Fe) y el aluminio (Al) se disuelven fácilmente en ácido nítrico diluido, el ácido concentrado forma una capa de óxido metálico que protege la mayor parte del metal de una mayor oxidación. La formación de esta capa protectora se denomina pasivación. Las concentraciones típicas de pasivación oscilan entre el 20 % y el 50 % por volumen (consulte la norma ASTM A967-05). Los metales que se pasivan con ácido nítrico concentrado son el hierro, el cobalto, el cromo, el níquel y el aluminio.
Reacciones con no metales
Al ser un ácido oxidante poderoso, el ácido nítrico reacciona con muchos materiales orgánicos y las reacciones pueden ser explosivas. El grupo hidroxilo generalmente eliminará un hidrógeno de la molécula orgánica para formar agua, y el grupo nitro restante tomará el lugar del hidrógeno. La nitración de compuestos orgánicos con ácido nítrico es el principal método de síntesis de muchos explosivos comunes, como la nitroglicerina y el trinitrotolueno (TNT). Como son posibles muchos subproductos menos estables, estas reacciones deben controlarse térmicamente con cuidado y los subproductos deben eliminarse para aislar el producto deseado.
La reacción con elementos no metálicos, con la excepción de nitrógeno, oxígeno, gases nobles, silicio y halógenos distintos del yodo, generalmente los oxida a sus estados de oxidación más altos como ácidos con la formación de dióxido de nitrógeno para ácido concentrado y nítrico. óxido para ácido diluido.
- C (graphite) + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
- 3 C (grafito) + 4 HNO3 → 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O
El ácido nítrico concentrado oxida I2, P4 y S8 en HIO3, H3PO4 y H2SO4, respectivamente. Aunque reacciona con el grafito y el carbono amorfo, no reacciona con el diamante; puede separar el diamante del grafito que oxida.
Prueba xantoproteica
El ácido nítrico reacciona con las proteínas para formar productos nitrados amarillos. Esta reacción se conoce como reacción xantoproteica. Esta prueba se lleva a cabo agregando ácido nítrico concentrado a la sustancia que se está probando y luego calentando la mezcla. Si hay proteínas que contienen aminoácidos con anillos aromáticos, la mezcla se vuelve amarilla. Al agregar una base como el amoníaco, el color se vuelve naranja. Estos cambios de color son causados por anillos aromáticos nitrados en la proteína. El ácido xantoproteico se forma cuando el ácido entra en contacto con las células epiteliales. Los cambios de color de la piel locales respectivos son indicativos de precauciones de seguridad inadecuadas cuando se manipula ácido nítrico.
Producción
El ácido nítrico se produce mediante la reacción del dióxido de nitrógeno (NO2) con agua.
- 4 NO2 + 2 H2O → 2 HNO3 + NO + NO2 + H2O
La reacción neta es:
- 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
Normalmente, el óxido nítrico producido por la reacción es reoxidado por el oxígeno del aire para producir dióxido de nitrógeno adicional.
Hacer burbujear dióxido de nitrógeno a través de peróxido de hidrógeno puede ayudar a mejorar la producción de ácido.
- 2 NO2 + H2O2 → 2 HNO3
Las soluciones de ácido nítrico de calidad comercial suelen tener entre un 52 % y un 68 % de ácido nítrico. La producción de ácido nítrico se realiza a través del proceso Ostwald, llamado así por el químico alemán Wilhelm Ostwald. En este proceso, el amoníaco anhidro se oxida a óxido nítrico, en presencia de catalizador de malla de platino o rodio a una temperatura alta de aproximadamente 500 K (227 °C; 440 °F) y una presión de 9 atmósferas estándar (910 kPa).
- 4 NH3g) + 5 O2g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)(ΔH = −905.2 kJ/mol)
Luego, el óxido nítrico reacciona con el oxígeno del aire para formar dióxido de nitrógeno.
- 2 NO(g) + O2g) → 2 NO2g)(ΔH = −114 kJ/mol)
Esto se absorbe posteriormente en agua para formar ácido nítrico y óxido nítrico.
- 3 NO2g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) + NO(g)(ΔH = −135,74 kJ/mol)
El óxido nítrico se recicla para su reoxidación. Alternativamente, si el último paso se realiza en el aire:
- 4 NO2g) + O2g) + 2 H2O(l) → 4 HNO3aq)
El HNO3 acuoso obtenido se puede concentrar por destilación hasta aproximadamente un 68 % en masa. Se puede lograr una mayor concentración hasta el 98% mediante deshidratación con H2SO4 concentrado. Mediante el uso de amoníaco derivado del proceso Haber, el producto final se puede producir a partir de nitrógeno, hidrógeno y oxígeno que se derivan del aire y el gas natural como únicas materias primas.
Síntesis de laboratorio
En el laboratorio, el ácido nítrico se puede producir mediante la descomposición térmica del nitrato de cobre (II), produciendo dióxido de nitrógeno y gases de oxígeno, que luego se pasan a través del agua para dar ácido nítrico.
- 2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
Luego, siguiendo el proceso de Ostwald:
- 2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
Alternativamente, la reacción de moles iguales de cualquier sal de nitrato como el nitrato de sodio con ácido sulfúrico (H2SO 4), y destilando esta mezcla al punto de ebullición del ácido nítrico de 83 °C. Un residuo no volátil del sulfato de hidrógeno metálico permanece en el recipiente de destilación. El ácido nítrico fumante rojo obtenido se puede convertir en ácido nítrico blanco.
- Nano3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4
El NOx disuelto se elimina fácilmente usando presión reducida a temperatura ambiente (10-30 minutos a 200 mmHg o 27 kPa) para dar ácido nítrico fumante blanco. Este procedimiento también se puede realizar a presión y temperatura reducidas en un solo paso para producir menos gas de dióxido de nitrógeno.
El ácido nítrico diluido se puede concentrar por destilación hasta un 68 % de ácido, que es un azeótropo de ebullición máxima. En el laboratorio, la concentración adicional implica la destilación con ácido sulfúrico o nitrato de magnesio, que sirven como agentes deshidratantes. Tales destilaciones deben hacerse con aparatos de vidrio a presión reducida, para evitar la descomposición del ácido. Industrialmente, el ácido nítrico altamente concentrado se produce disolviendo dióxido de nitrógeno adicional en ácido nítrico al 68% en una torre de absorción. Los óxidos de nitrógeno disueltos se eliminan en el caso del ácido nítrico fumante blanco o permanecen en solución para formar ácido nítrico fumante rojo. Más recientemente, se han desarrollado medios electroquímicos para producir ácido anhidro a partir de materia prima de ácido nítrico concentrado.
Usos
El principal uso industrial del ácido nítrico es para la producción de fertilizantes. El ácido nítrico se neutraliza con amoníaco para dar nitrato de amonio. Esta aplicación consume entre el 75% y el 80% de los 26 millones de toneladas producidas anualmente (1987). Las otras aplicaciones principales son para la producción de explosivos, precursores de nailon y compuestos orgánicos especiales.
Precursor de compuestos nitrogenados orgánicos
En síntesis orgánica, industrial y de otro tipo, el grupo nitro es un grupo funcional versátil. Una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico introduce un sustituyente nitro en varios compuestos aromáticos por sustitución aromática electrófila. Muchos explosivos, como el TNT, se preparan de esta manera:
- C6H5CH3 + 3 HNO3 → C6H2(NO2)3CH3 + 3 H2O
O el ácido sulfúrico concentrado o el oleum absorben el exceso de agua.
- H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4
El grupo nitro se puede reducir para dar un grupo amina, lo que permite la síntesis de compuestos de anilina a partir de varios nitrobencenos:
Uso como oxidante
El precursor del nailon, el ácido adípico, se produce a gran escala mediante la oxidación del "aceite KA", una mezcla de ciclohexanona y ciclohexanol, con ácido nítrico.
Propulsor de cohetes
El ácido nítrico se ha utilizado en varias formas como oxidante en cohetes de combustible líquido. Estas formas incluyen ácido nítrico fumante rojo, ácido nítrico fumante blanco, mezclas con ácido sulfúrico y estas formas con inhibidor de HF. IRFNA (ácido nítrico fumante rojo inhibido) era uno de los tres componentes de combustible líquido para el misil BOMARC.
Usos de nicho
Procesamiento de metales
El ácido nítrico se puede usar para convertir metales en formas oxidadas, como convertir metal de cobre en nitrato cúprico. También se puede utilizar en combinación con ácido clorhídrico como agua regia para disolver metales nobles como el oro (como ácido cloroáurico). Estas sales se pueden utilizar para purificar oro y otros metales más allá del 99,9% de pureza mediante procesos de recristalización y precipitación selectiva. Su capacidad para disolver ciertos metales de manera selectiva o ser un solvente para muchas sales metálicas lo hace útil en los procesos de partición de oro.
Reactivo analítico
En el análisis elemental mediante ICP-MS, ICP-AES, GFAA y Flame AA, se utiliza ácido nítrico diluido (0,5–5,0 %) como compuesto de matriz para determinar trazas de metal en soluciones. Para tal determinación se requiere ácido ultrapuro de grado de metal traza, ya que pequeñas cantidades de iones metálicos podrían afectar el resultado del análisis.
También se suele utilizar en el proceso de digestión de muestras de agua turbia, muestras de lodos, muestras sólidas y otros tipos de muestras únicas que requieren un análisis elemental a través de ICP-MS, ICP-OES, ICP-AES, GFAA y llama. espectroscopia de absorción atómica. Por lo general, estas digestiones utilizan una solución al 50 % del HNO3 comprado mezclado con agua DI tipo 1.
En electroquímica, el ácido nítrico se utiliza como agente dopante químico para semiconductores orgánicos y en procesos de purificación de nanotubos de carbono sin procesar.
Carpintería
En una concentración baja (aproximadamente 10 %), el ácido nítrico se usa a menudo para envejecer artificialmente el pino y el arce. El color producido es un gris dorado muy parecido a la madera muy antigua acabada con cera o aceite (acabado de madera).
Agente grabador y limpiador
Los efectos corrosivos del ácido nítrico se aprovechan para algunas aplicaciones especiales, como el grabado en grabado, el decapado de acero inoxidable o la limpieza de obleas de silicio en la electrónica.
Una solución de ácido nítrico, agua y alcohol, nital, se usa para grabar metales para revelar la microestructura. La ISO 14104 es una de las normas que detalla este conocido procedimiento.
El ácido nítrico se usa en combinación con ácido clorhídrico o solo para limpiar cubreobjetos de vidrio y portaobjetos de vidrio para aplicaciones de microscopía de alta gama. También se usa para limpiar vidrios antes de platearlos cuando se hacen espejos de plata.
Las mezclas acuosas disponibles comercialmente de 5 a 30 % de ácido nítrico y 15 a 40 % de ácido fosfórico se usan comúnmente para limpiar equipos de alimentos y productos lácteos, principalmente para eliminar los compuestos de calcio y magnesio precipitados (ya sea que se depositen en la corriente del proceso o que resulten del uso de agua dura durante la producción y limpieza). El contenido de ácido fosfórico ayuda a pasivar las aleaciones ferrosas contra la corrosión por el ácido nítrico diluido.
El ácido nítrico se puede usar como una prueba puntual para alcaloides como el LSD, dando una variedad de colores dependiendo del alcaloide.
Reprocesamiento de combustible nuclear
El ácido nítrico juega un papel clave en PUREX y otros métodos de reprocesamiento de combustible nuclear, donde puede disolver muchos actínidos diferentes. Los nitratos resultantes se convierten en varios complejos que pueden reaccionar y extraerse selectivamente para separar los metales entre sí.
Seguridad
El ácido nítrico es un ácido corrosivo y un poderoso agente oxidante. El mayor peligro que presenta son las quemaduras químicas, ya que lleva a cabo una hidrólisis ácida con proteínas (amida) y grasas (éster), que en consecuencia descompone el tejido vivo (por ejemplo, piel y carne). El ácido nítrico concentrado tiñe de amarillo la piel humana debido a su reacción con la queratina. Estas manchas amarillas se vuelven anaranjadas cuando se neutralizan. Los efectos sistémicos son poco probables y la sustancia no se considera cancerígena ni mutágena.
El tratamiento estándar de primeros auxilios para derrames de ácido en la piel es, como para otros agentes corrosivos, la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado continúa durante al menos 10 a 15 minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura por ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.
Al ser un agente oxidante fuerte, el ácido nítrico puede reaccionar violentamente con muchos compuestos.
Uso en ataques con ácido
El ácido nítrico es uno de los tipos de ácido más comunes utilizados en los ataques con ácido.
Historia
El ácido nítrico se atestigua por primera vez en el pseudo-Geber Deventione veritatis ("Sobre el descubrimiento de la verdad") (después de c. 1300). También fue descrito por obras atribuidas a Alberto Magno y Ramón Llull, quien lo preparó destilando una mezcla que contenía nitro y vitriolo verde y lo llamó "eau forte" (agua fuerte).
En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber ideó un proceso para obtener ácido nítrico destilando nitrato de potasio con ácido sulfúrico. En 1776, Antoine Lavoisier citó el trabajo de Joseph Priestley para señalar que se puede convertir a partir de óxido nítrico (que él llama "aire nitroso"), "combinado con un volumen aproximadamente igual de parte más pura de aire común, y con una cantidad considerable de agua." En 1785 Henry Cavendish determinó su composición precisa y demostró que podía sintetizarse pasando una corriente de chispas eléctricas a través del aire húmedo. En 1806, Humphry Davy informó los resultados de extensos experimentos de electrólisis de agua destilada y concluyó que se producía ácido nítrico en el ánodo a partir del gas nitrógeno atmosférico disuelto. Usó una batería de alto voltaje y electrodos no reactivos y recipientes como conos de electrodos de oro que se duplicaron como recipientes con puentes de amianto húmedo.
La producción industrial de ácido nítrico a partir del aire atmosférico comenzó en 1905 con el proceso Birkeland-Eyde, también conocido como proceso de arco. Este proceso se basa en la oxidación del nitrógeno atmosférico por el oxígeno atmosférico a óxido nítrico con un arco eléctrico de muy alta temperatura. Se obtuvieron rendimientos de hasta aproximadamente 4-5 % de óxido nítrico a 3000 °C, y menos a temperaturas más bajas. El óxido nítrico se enfrió y se oxidó por el oxígeno atmosférico restante a dióxido de nitrógeno, y este se absorbió posteriormente en agua en una serie de torres de absorción de columna empaquetada o columna de plato para producir ácido nítrico diluido. Las primeras torres burbujearon el dióxido de nitrógeno a través de agua y fragmentos de cuarzo no reactivos. Alrededor del 20 % de los óxidos de nitrógeno producidos permanecieron sin reaccionar, por lo que las torres finales contenían una solución alcalina para neutralizar el resto. El proceso requería mucha energía y fue rápidamente desplazado por el proceso de Ostwald una vez que se dispuso de amoníaco barato.
Otro método de producción temprano fue inventado por el ingeniero francés Albert Nodon alrededor de 1913. Su método producía ácido nítrico a partir de la electrólisis del nitrato de calcio convertido por bacterias a partir de materia nitrogenada en turberas. Se hundió en la turba una vasija de barro rodeada de piedra caliza y se estacó con madera alquitranada para hacer un compartimento para el ánodo de carbono alrededor del cual se forma el ácido nítrico. El ácido nítrico se extraía de un tubo de barro que se hundía hasta el fondo de la olla. Se bombeó agua dulce en la parte superior a través de otra tubería de barro para reemplazar el líquido eliminado. El interior estaba lleno de coca. Los cátodos de hierro fundido se hundieron en la turba que lo rodeaba. La resistencia era de unos 3 ohmios por metro cúbico y la potencia suministrada era de unos 10 voltios. La producción de un depósito fue de 800 toneladas por año.
Una vez que se introdujo el proceso Haber para la producción eficiente de amoníaco en 1913, la producción de ácido nítrico a partir de amoníaco utilizando el proceso Ostwald superó la producción del proceso Birkeland-Eyde. Este método de producción todavía se usa en la actualidad.
Contenido relacionado
Cordita
Piroforicidad
Ácido succínico