ÍNDICE Amoníaco Págs. Nº2-5 Ácido sulfúrico Págs. Nº6-12 Ácido clorhídrico Págs. Nº13-15 Ácido nítrico Págs. Nº16-20 Cloro Págs.Nº21-26 Bibliografía Pág. Nº27Amoníaco: Introducción El amoníaco es un gas incoloro de olor picante desagradable. Es menos denso que el aire y muy soluble en agua. Propiedades físicas y químicas: Datos físicos: Peso molecular: 17 g/mol Punto de ebullición (a 1 atm):-33,35 ºC Punto de fusión: -77,7ºC Densidad: 0,895 g/ml Está formado por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Es muy abundante en el sistema solar, existiendo por tanto en las atmósferas de planetas gigantes, como hielo, en los astros pertenecientes al Sistema Solar exterior: satélites de planetas gigantes, Plutón y Caronte, Transneptunianos, cometas… Gas irritante y d sabor cáustico que se licua fácilmente bajo presión.
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ÍNDICE
Amoníaco Págs. Nº2-5
Ácido sulfúrico Págs. Nº6-12
Ácido clorhídrico Págs. Nº13-15
Ácido nítrico Págs. Nº16-20
Cloro Págs.Nº21-26
Bibliografía Pág. Nº27Amoníaco:
Introducción
El amoníaco es un gas incoloro de olor picante desagradable. Es
menos denso que el aire y muy soluble en agua.
Propiedades físicas y químicas:
Datos físicos:
Peso molecular: 17 g/mol
Punto de ebullición (a 1 atm):-33,35 ºC
Punto de fusión: -77,7ºC
Densidad: 0,895 g/ml
Está formado por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Es
muy abundante en el sistema solar, existiendo por tanto en las
atmósferas de planetas gigantes, como hielo, en los astros
pertenecientes al Sistema Solar exterior: satélites de planetas
gigantes, Plutón y Caronte, Transneptunianos, cometas…
Gas irritante y d sabor cáustico que se licua fácilmente bajo presión.
Disuelto en agua forma el hidróxido de amonio, NH4OH, de
marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a
los hidróxidos de los metales alcalinos.
Es soluble en disolventes orgánicos y sobre todo en agua.
Disuelve cobre y zinc. Se forma humo en presencia de ácidos
volátiles
Historia
El amoníaco era conocido por los antiguos, quienes lo obtuvieron a
partir de la sal amónica, producida por la destilación del estiércol de
camello cerca del templo de Júpiter Amón en Libia (de ahí su
nombre).
También se atribuye a los egipcios su descubrimiento, llamándolo
amoníaco o sal monacal, en memoria del dios del sol Ra Ammon, ya
que en concentraciones elevadas produce severos daños en la salud
de las personas, produciendo incluso la muerte.
En Europa, durante la edad media el amoníaco se obtenía calentando
los cuernos y pezuñas de bueyes y se llamaba espíritu de cuerno de
ciervo. El alquimista alemán Basil Valentine obtuvo el amoníaco
libre, y el químico francés Claute Berthollet determinó su
composición en torno a 1777.
En el siglo XIX, la principal fuente de amoníaco fue la destilación
de la hulla, era un derivado importante en la fabricación de los
combustibles gaseosos. Hoy, la mayoría del amoníaco se produce
sintéticamente a partir de nitrógeno e hidrógeno en el proceso
Haber.
Obtención:
En el laboratorio:
Se produce mediante la reacción:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O + 2 NH3
En la industria:
En la actualidad, el método industrial más importante es el proceso
Haber, descrito por la siguiente reacción y figura:
N2 + 3 H2 2 NH3
Según el principio de Le Chatelier, se conseguirá un mejor
rendimiento a elevada temperatura y elevada presión. A baja
temperatura la velocidad de la reacción es lenta, hay que aumentar la
velocidad. La mayor parte del amoníaco producido se utiliza para la
fabricación de ácido nítrico y abonos.
Principales usos:
Producción industrial de frío: cuando se comprime, se licua y
al expandirse se evapora y absorbe el calor del medio, por lo
que la temperatura disminuye
Producción de explosivos y nailon.
Abonos: bajo cuatro formas distintas:
Abonos con nitrógeno orgánico: abono flamenco, princhete,
guano, sangre, materiales córneas, residuos del cuero o de la
lana, basuras, tortas de semillas, estiércol.
Abonos con nitrógeno amoniacal: sulfato amónico, cianamida
cálcica, urea, nitrato cálcico, crude ammoniac
Abonos con nitrógeno nítrico: nitrato sódico, nitrato cálcico
Abonos con fosfatos tricálcicos: fosfatos naturales o minerales,
fosfatos de origen animal, polvo de huesos desgelatinados,
ceniza de huesos.
Uso de los abonos:
PAIS %
PRODUCCIÓN
E.U.A 21.4
URSS 18.2
China 7.1
Japón 5.4
Francia 4.0
R.F.A. 3.6
Polonia 3.4
Otros
Países 36.9
Ácido sulfúrico:
Introducción
Se trata de un ácido líquido, a temperatura ambiente, incoloro,
inodoro de olor picante y de gran viscosidad.
Los antiguos alquimistas lo preparaban en grandes cantidades
calentando sulfatos existentes en la naturaleza a alta temperatura y
disolviendo en agua el trióxido de azufre obtenido de esta forma. En
el siglo XV, aproximadamente, se desarrolló un método para obtener
el ácido destilando sulfato ferroso hidratado con arena. En 1740
empezó a producirse el ácido a escala comercial quemando azufre y
nitrato de potasio en un caldero suspendido en un gran globo de
cristal cubierto parcialmente de agua. Como se puede observar, es
un ácido de gran interés comercial, y desde la antigüedad se ha
intentado obtener de la forma más sencilla y más rentable posible.
Propiedades físicas y químicas:
Datos físicos:
Peso molecular: 98 g/mol
Punto de ebullición (a 1 atm): 270ºC
Peso específico: 1,84 Kg/l
Punto de fusión: 3ºC
Solubilidad en agua g/100g de agua a 20ºC: miscible en todas las
proporciones
Reactividad:
Incompatibilidades: el contacto con materiales orgánicos (como
cloratos, carburos…) puede provocar incendios y explosiones. El
contacto con metales crea emanaciones tóxicas de dióxido de azufre
e hidrógeno gaseoso inflamable
Productos peligrosos de la descomposición: se pueden
desprender gases y vapores tóxicos (el ya comentado dióxido de
azufre y el monóxido de carbono)
Precauciones especiales: hay que tener en cuenta que este ácido
ataque tanto a algunos plásticos, cauchos y revestimientos, como a la
piel. En caso de producirse una quemadura por ácido sulfúrico hay
que lavar la herida con abundante agua.
Propiedades químicas:
Al tratarse de un ácido fuerte cuando se encuentra en disolución se
disocia en iones de hidrógeno (H+) e iones sulfato (SO42-) y puede
cristalizar diversos hidratos, como el ácido glacial.
Es un ácido dibásico, ya que produce dos iones H+.
Sus disoluciones diluidas muestran las características de los ácidos:
sabor amargo, conducen la electricidad, neutralizan y corroen los
metales activos desprendiéndose gas hidrógeno. A partir del ácido
sulfúrico se pueden preparar sales que contienen el grupo sulfato
SO4, y sales ácidas que contengan el grupo hidrogeno sulfato,
HSO4.
El concentrado, antiguamente conocido como aceite de vitriolo, es
un gran agente desecante, así pues se utiliza para fabricar éter,
nitroglicerina y tintes. Calentándose se comporta como un agente
oxidante capaz de disolver metales, por muy poco reactivos que
sean, como el cobre, mercurio y plomo, produciendo el sulfato del
metal, dióxido de azufre y agua.
En el siglo XIX, Justus vol Liebig descubrió, que añadido al suelo
aumentaba la cantidad de fósforo disponible para las plantas,
aumentando el interés comercial del ácido.
Historia
El origen se desconoce, pero se empieza a hablar a partir del siglo X,
quemándose azufre con salitre, esto fue descrito primeramente por
Valentinus, en el siglo XV.
El trióxido de azufre fue aislado por Bussy en 1824, se presenta en
forma de cristales transparentes y sedosos que funden a 17ºC y
hierven a 45ºC. El calor lo disocia en oxígeno y anhídrido sulfuroso.
Es muy ávido del agua, con la que se combina para dar ácido
sulfúrico. Industrialmente se obtiene por la oxidación catálica del
anhídrido sulfuroso o dióxido de azufre, como fase intermedia de la
fabricación del ácido sulfúrico. En el laboratorio también puede
obtenerse a partir de la destilación de un pirosulfato.
En 1746, Roebuck de Birmingham, introdujo las cámaras de plomo.
El proceso de contacto fue descubierto en 1831 por Phillips, quien
cuya patente incluía las características esenciales del proceso de
contacto moderno. El invento de Phillips no obtuvo éxito debido a la
falta de demanda de un ácido fuerte, ya que no se conocían las
reacciones catalíticas de los gases y el progreso químico era lento
La demanda aumentó con el desarrollo de la industria de los tintes,
debido a la demanda de ácidos concentrados para la manufactura de
la Alizarina y otros materiales orgánicos colorantes; en 189 se
demostró que un exceso de oxígeno en la mezcla gaseosa para el
proceso de contacto era ventajoso, lo que ha sido mejorado en todos
los detalles, siendo actualmente de bajo costo y controlado
automáticamente.
Las plantas de fabricación nuevas de ácido sulfúrico utilizan el
proceso de contacto; una de las desventajas que hicieron desaparecer
el proceso de las cámaras de plomo, es que puede producir ácido de
concentración hasta 78%; así pues en 1980 solo quedaba una planta
de cámaras en Estados Unidos.
Obtención:
Como ya he nombrado existen dos métodos:
cámaras de plomo:
Se requiere el uso de dióxido de azufre, que se obtiene quemando
piritas de hierro, FeSO2, o azufre, en el aire:
SO2 + ½ O2 + H2O = H2SO4
(Anhídrido sulfuroso + Oxígeno + Agua = Ácido Sulfúrico)
En este primer proceso, denominado método de las cámaras de
plomo, la reacción se lleva a cabo en grandes torres de ladrillos
recubiertas de plomo. Se hace reaccionar dióxido de azufre gaseoso,
aire, vapor de agua y óxidos de nitrógeno, produciendo ácido
sulfúrico en forma de gotas finas que caen al suelo de la cámara.
Casi todos los óxidos de nitrógeno se recuperan del gas que sale y se
vuelven a introducir en la cámara para ser utilizados de nuevo. El
ácido sulfúrico producido de esta forma, y el ácido etiquetado, sólo
contienen de un 62 a un 70% de H2SO4; el resto es agua.
Actualmente, casi un 20% del ácido sulfúrico se produce por el
método de las cámaras de plomo, pero este porcentaje está
disminuyendo.
Método por contacto:
Una vez que ingresa el azufre a la planta, es depositado en un sitio
denominado patio de azufre, labor realizada por ayudantes.
Posteriormente se inicia la transformación del azufre. Una persona
denominada Operario del Fundidor, traslada azufre a un
compartimiento denominado Fundidor de Azufre, en donde de su
estado sólido se torna líquido viscoso ya que es sometido a altas
temperaturas (150º) con ésta iniciación de transformación del azufre
se da comienzo al ciclo de producción de Ácido Sulfúrico.
Los pasos principales de proceso son:
Combustión del azufre:
Para generar dióxido de azufre (SO2)
S + O2 = SO2
(Azufre + Oxígeno = Anhídrido Sulfuroso)
El azufre para la planta se recibe en forma sólida. El azufre se funde
y clarifica antes de transferirlo a una fosa de almacenamiento de
azufre limpio. Luego se bombea a un quemador de azufre donde se
quema con aire suministrado por un soplador para formar Dióxido
de Azufre. Antes de entrar al quemador, el aire pasa por la torre de
secado, donde se lava con ácido para retirarle el vapor de agua que
contiene. La humedad del aire, si no se elimina, causará problemas
en el proceso. Por ejemplo: problemas de corrosión en conductos y
torres.
El aire pre-secado que entra al quemador contiene aproximadamente
21% de Oxígeno (O2) y 79% de Nitrógeno (N2). En el quemador de
azufre se utiliza solamente una parte del oxígeno del aire para
quemar el azufre.
Se genera una gran cantidad de calor, el cual eleva la temperatura
del gas en el quemador. La temperatura alcanzada va en proporción
a la concentración del gas (es decir, el porcentaje de SO2 en el gas)
y también depende de la temperatura del aire que entra al quemador,
así como de la cantidad de calor que se pierde en el quemador de