Amoníaco. Ácido sulfúrico. Ácido clorhídrico. Ácido nítrico. Cloro

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.
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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,
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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
E.U.A
URSS
China
Japón
Francia
R.F.A.
Polonia
Otros
Países
% PRODUCCIÓN
21.4
18.2
7.1
5.4
4.0
3.6
3.4
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
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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.
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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 azufre, debido a radiación del casco.
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Combinación de dióxido de azufre con oxígeno:
SO2 + ½ O2 = SO3
( Anhídrido Sulfuroso + Oxígeno = Anhídrido Sulfúrico)
El SO2 que se encuentra en el gas se combina con parte del oxígeno para formar anhídrido sulfúrico (SO3).
Para este paso, el gas debe estar a una temperatura menor que la de salida del quemador de azufre. Es
necesario enfriar el gas de salida del quemador de azufre. El enfriamiento se consigue mediante una caldera de
recuperación que contiene agua; el gas (SO2) caliente, que sale de la caldera de recuperación, pasa a través del
filtro de gas caliente para extraerle el polvo que puede contener. Este se convierte en (SO3) en el convertidor,
el cual contiene cuatro capas de catalizador que hace que la reacción química se produzca a velocidad mucho
mayor que si no se utilizara el catalizador, éste no se afecta ni se agota.
Esta reacción es exotérmica y reversible, la temperatura de entrada del gas a cada a paso del convertidor debe
mantenerse en el nivel correcto con el fin de conseguir la conversión requerida. El gas es enfriador entre cada
paso para mantener la temperatura correcta de entrada a cada paso.
Después del segundo paso el gas pasa a través del intercambiador caliente de paso intermedio, el cual enfría el
gas y también sirve para precalentar el gas que retorna de la torre de absorción intermedia hacia el cuarto paso
de catalizador. Después del tercer paso el gas es conducido a la torre barredora (para extraerle el selenio), y
luego a la torre de absorción intermedia, donde el SO3 que contiene el gas es absorbido en Ácido Sulfúrico
del 98%. El gas es enfriado antes de la torre en el intercambiador frío; el intercambiador frío de paso
intermedio también sirve para calentar el gas que retorna de la torre de absorción intermedia, para lograr la
temperatura correcta al cuarto paso. El SO2 que queda en el gas es luego convertido en SO3 en el cuarto paso,
el gas que sale del convertidor pasa a través del economizador supercalentador, donde es enfriado antes de
pasar a la torre de absorción final, donde el SO3 remanente es absorbido en Ácido Sulfúrico del 98%.
Combinación del trióxido de azufre con agua:
Para formar una solución que contiene 98 a 99% de Ácido Sulfúrico.
SO3 + H2O = H2SO4
(Anhídrido Sulfúrico + Agua = Acido Sulfúrico)
El gas SO3 producido en el convertidor no se combinará directamente con agua, sino que debe combinarse
indirectamente mediante absorción en ácido sulfúrico de 98−99%. En estas condiciones el SO3 se une
fácilmente con el agua contenida en el ácido. Esta operación se lleva a cabo en las torres de absorción donde
se efectúa la absorción del SO3 en dos etapas, la primera antes de que la conversión a SO3 se haya
completado, denominado interabsorción. El SO3 absorbido en la torre intermedia sigue hacia adelante y el
restante es absorbido en la torre de absorción final (segunda etapa).
El Ácido que recircula por la torre de secado se debilita con el vapor de agua que le quita el aire, mientras que
en las torres de absorción el Ácido se refuerza mediante la absorción del gas SO3; el Ácido más débil se
combina con el Ácido reforzado proveniente de las torres de absorción antes de ingresar a la torre de
enfriamiento. La adición de agua a las corrientes combinadas también es necesaria para mantener la
concentración adecuada del Ácido para lograr la absorción del SO3 y un buen secado.
El flujo de Ácido combinado es bombeado a través de los enfriadores de Ácido antes de recircular el Ácido a
la torre de secado y las torres de absorción. La absorción del vapor de agua por el Ácido circulante de secado,
además de la adición de agua a las corrientes combinadas de Ácido de las torres de secado final y paso
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intermedio, ha aumentado constantemente el volumen del Ácido dentro del tanque común de bombeo; como
resultado de esto, constantemente se bombea Ácido de 98−99% desde el sistema común de secado final e
intermedio al tanque de almacenamiento.
Absorción del selenio y producción del oleum:
La corriente de gas SO3 proveniente del tercer paso contiene selenio que entra en el proceso con el azufre
volcánico alimentado al quemador de azufre.
El Ácido Sulfúrico puede disolver su propio anhídrido SO3 y dar una serie de productos que contienen más
anhídrido de lo normal. Estos líquidos oleosos, frecuentemente de color pardo por la carbonización de polvos
orgánicos, reciben el nombre de oleums o ácidos fumantes; al aire desprenden humos y van depositándose
unos cristales de ácido pirosulfúrico H2S2O7; se trata de un sólido incoloro que funde a 36º C .La remoción
del selenio es necesaria para poder cumplir con las especificaciones para ácido sulfúrico (producto).
El Oleum, Ácido Sulfúrico fumante, o ácido Nordhausen, es una disolución de anhídrido sulfúrico (SO3) en
ácido sulfúrico 100% (H2SO4). Se utiliza principalmente en los procesos de "sulfonación". La producción se
realiza en una instalación complementaria de la unidad productora de ácido sulfúrico 98%.
Sus materias primas son: Ácido Sulfúrico 98% y SO3 gaseoso, ambos productos son tomados de los circuitos
correspondientes en las unidades de sulfúrico de la planta.
Las reacciones químicas involucradas son:
(H2SO4)x + H20 + SO3 −−− produce −−−> (H2SO4)x+1 + Calor
|−−− ácido 98%−−−−| ácido 100%
(H2SO4)y + (SO3)z −−− produce −−−> (H2SO4). SO3 + Calor
anhídrido sulfúrico disuelto en ácido = oleum
Nota: la x, y, z representan números arbitrarios de moléculas.
Él en sí consta de una torre de absorción rellena con material cerámico especial, una bomba de recirculación
del producto, un sistema de refrigeración para eliminar el calor generado y una cuba de recirculación. Debido
a que la absorción del SO3 es de bajo rendimiento, el gas que sale de la torre debe retornarse al circuito de gas
de la planta de Ácido Sulfúrico, a fin de evitar la contaminación ambiental.
El producto final contiene de 22 a 24% de SO3 disuelto en Ácido Sulfúrico y la riqueza teórica en H2SO4
equivale a un ácido sulfúrico de 105% de concentración. El producto es necesario para algunas reacciones de
química orgánica, pero su gran inconveniente es su alta peligrosidad, ya que tiene una gran avidez por el agua,
extrayendo inclusive la combinada, por lo cual carboniza instantáneamente cualquier materia orgánica, tal
como la piel humana.
Por este motivo, las medidas de seguridad y precaución en la zona de producción son extremas, se hace
circular por la torre barredora con el fin de remover la mayor parte del selenio sin bajar el contenido de SO3
del gas. La corriente de Oleum circula a través de un enfriador antes de retornar a la torre barredora, para
remover el calor que absorbió de la corriente de gas SO3.
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Principales usos:
Se trata de un ácido industrial fundamental, y su consumo es altísimo, por ejemplo en la década de los 70,
Estados Unidos produjo más de 29 millones de toneladas, es decir 1/3 Kg por persona al año. Se dice que su
consumo es directamente proporcional al desarrollo de la industria del país. Algunos usos son:
• Producción de superfosfato de calcio (fertlizantes).
• Porabilización del agua: para producir sulfato de aluminio a partir de bauxita.
• Detergentes: en la sufonación de dodecilbenceno,. También se utiliza oleum 22%.
• Fábricas de papel: en el proceso de producción de la pulpa de papel, e indirectamente en el uso de
sulfato de aluminio. También en la depuración de aguas residuales.
• Agro−Fito Sanitario: en la producción de sulfato de cobre.
• Refinación de petróleo: para calderas y varios procesos.
• Generación térmica de energía.
• Metalurgia
• Producción de ácido para baterías eléctricas.
• Producción de sulfato de cromo, como agente reductor
• El sulfato de cromo se utiliza principalmente para el curtido de cueros
• Fabricación de productos orgánicos, como pinturas, pigmentos y rayón.
Ácido clorhídrico:
Introducción
Es uno de los principales derivados del cloro, es un gas incoloro de olor penetrante cuya disolución acuosa es
el ácido.
Es corrosivo para los ojos, la piel y las vías respiratorias. La inhalación de sus vapores puede provocar
dificultades de respiración. Es el segundo ácido en importancia industrial, tras el ácido sulfúrico,
Propiedades físicas y químicas:
• Datos físicos:
• Peso molecular: 36,5 g/mol
• Punto de ebullición (a 1 atm): −85,5ºC
• Punto de fusión: −114,22ºC
• Densidad: 1,268 g /ml
Se disuelve fácilmente en agua: 1 volúmen de agua a 20ºC absorbe 441 volúmenes de cloruro de hidrógeno
gaseoso a 1 atmósfera, la disolución que resulta, el ácido clorhídrico, contiene un 40,3% de ácido clorhídrico
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en masa y una densidad relativa de 1,2.
En disolución emite gran cantidad de vapores en aire húmedo, pero al diluirla deja de emitirlos.
Pierde parte de su solubilidad en agua al aumentar la temperatura, y es menos soluble en alcohol, éter y
disolventes orgánicos.
En disolución, las moléculas se disocian en iones de hidrógeno cargados positivamente y en iones cloruro
cargados negativamente, fácilmente se ionizan, haciendo del ácido clorhídrico un buen conductor de la
electricidad.
Los iones hidrógeno proporcionan sus propiedades ácidas al clorhídrico, y por tanto, todas las disoluciones de
cloruro de hidrógeno en agua tienen sabor amargo, corroen los metales activos, formando cloruros de metal e
hidrógeno, colorean de rojo el tomasol, neutralizan los álcalis y reaccionan con las sales de ácidos débiles
formando cloruros y los ácidos débiles.
Obtención:
Se obtiene industrialmente como derivado al hacer reaccionar cloro con hidrocarburos para producir cloruros
orgánicos.
Se obtiene haciendo reaccionar cloruro de sodio con ácido sulfúrico, o combinando hidrógeno y cloro.
Las células de las paredes del estómago segregan pequeñas cantidades de ácido clorhídrico para facilitar la
digestión de los alimentos.
Aunque el método más utilizado para su obtención es la síntesis directa, quemando hidrógeno en una
atmósfera de cloro.
Principales usos:
El ácido clorhídrico industrial en bruto se conoce como ácido muriático, que se usa en grandes cantidades
para:
• Preparar cloruros
• Limpiar metales
• En procesos industriales como la preparación de la glucosa a partir de la harina de maíz.
Y en menores cantidades para:
• En la industria farmacéutica
• En la industria fotográfica, alimenticia y textil.
• En la fabricación de abonos
• Obtención de colorantes
• Curtido de pieles
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• Agente de hidrólisis
• Catalizador de reacciones
• Síntesis orgánica
•
Ácido nítrico:
Introducción
Se preparó por primera vez en 1648 a partir del nitrato de potasio por Glauber. En 1783, Covnedish logró la
determinación de su composición, siendo la fórmula HNO3, la notación de Lewis , y su fórmula desarrollada:
Propiedades físicas y químicas:
Se encuentra en la atmósfera debido a las tormentas eléctricas. Es un líquido incoloro que se descompone
gracias a la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el dióxido de nitrógeno que se produce en
la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos.
Desde el punto de vista iónico, es uno de los ácidos más fuertes, pero este ácido se caracteriza por su energía
de acción oxidante, que se manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el oro y el platino, ciertas sales,
sustancias orgánicas y en general toda sustancia capaz de oxidarse.
Es un ácido tóxico, muy corrosivo, manchando la piel de amarillo y destruyendo las mucosas. Su acción
oxidante se intensifica cuando está disuelto con peróxido de nitrógeno, que actúa como catalizador, por eso el
ácido más energético es el ácido nítrico rojo ofumante.
• Datos físicos:
• Peso Molecular: 63g/mol
• Punto de ebullición: 83ºC
• Punto de fusión: −43ºC
• Soluble en agua, en cualquier proporción y cantidad.
• Densidad: 1,5 g/ml
• Propiedades químicas:
• Ácido inestable
• Ácido monoprótico: solo forma sales neutras, los nitratos, que es monovalente, es decir solo tiene una
valencia.
• De fácil disociación.
• Fuertemente oxidante.
• Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy corrosivo, ataca las mucosas, en contacto con la piel la colorea
de amarillo, esto se debe a una reacción de las proteínas de la piel llamada reacción xantoprotéica
Obtención:
• Método de laboratorio.
Se trata al nitrato de sodio con ácido sulfúrico concentrado. Se aplican las reglas de Bertholet, ya que el ácido
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sulfúrico es mas fijo que el ácido nítrico.
NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3
Si se eleva la temperatura:
NaHSO4 + NaNO3 Na2SO4 + HNO3
Sumando ambas reacciones:
2 NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2 HNO3
Este mismo método se utiliza también en la industria.
• Método industrial: la síntesis de Oswald
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Se hacen pasar vapores de amoníaco y aire previamente calentados por una malla de platino a 1000ºC.
Se produce la siguiente reacción:
4NH3 + 5O2 4NO ^ + 6 H2O
este gas pasa a unas torres metálicas de absorción donde se produce esta otra reacción:
2 NO + O2 2 NO2 ^
este dióxido de nitrógeno con agua forma:
3 NO2 + H2O 2 HNO3 +NO ^
El óxido nítrico vuelve a dar la reacción:
2 NO + O2 2 NO2 ^
Principales usos:
Desde el punto de vista industrial, es uno de los ácidos más importantes, ya que se consume en grandes
cantidades en la industria de abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y
grabado de metales.
Los procedimientos de Biberland−Eyde, para fijar el nitrógeno atmosférico, de Haber, para el amoniaco, junto
con la síntesis de Osdwald, tiene gran importancia en agricultura, pues las reservas naturales de abonos
naturales como el salitre son insuficientes para satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el
aprovechamiento del nitrógeno atmosférico resolvió un problema económico importante
La clásica pólvora negra, utilizada como explosivo, ha sido reenlazada por derivados de nitratos, con el
algodón se forma el algodón pólvora o nitrocelulosa; con el tolueno se forma el trinitrotolueno (T.N.T.) o
Trotyl
Se emplea para preparar nitrobenceno, base de la anilina.
Forma parte de la dinamita, con la glicerina, formando la nitroglicerina.
Se usa en la industria de los colorantes debido a la acción nitrante y oxidante.
Se utiliza en la terna de ácidos de mayor aplicación industrial, junto con el ácido clorhídrico y el ácido
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sulfúrico.
Cloro:
Introducción
El cloro, de símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo verdoso. Pertenece al grupo 17 del sistema periódico
y es uno de lo halógenos. Su número atómico es 17.
El cloro libre no existe de forma natural, aparece en compuestos minerales, ocupando un el puesto número 20
de la corteza terrestre.
Tiene un olor irritante y muy concentrado es peligroso, de hecho fue la primera sustancia utilizada como gas
venenoso en la I Guerra Mundial.
Propiedades físicas y químicas:
• Datos físicos:
• Peso atómico: 35,453
• Peso específico: 1,57 (a 34ºC)
• Punto de fusión: −101ºC
• Punto de ebullición: −34,05ºC
• Densidad relativa de 1,41 (a 35ºC)
• Color: amarillo verdoso
• Año de descubrimiento: 1774 por Wilhelm Scheele (sueco)
Tiene valencias 1, 3, 5, 7 y raramente 4. Es un gas diatómico (Cl2), de olor penetrante, y muy irritante en las
membranas pituitarias, incluso muy diluido. Es un elemento muy reactivo, desprendiendo un gran calor en sus
combinaciones. Mezclando volúmenes iguales de cloro e hidrógeno, por acción de la luz, el sol o una cinta
combustible de magnesio, reacciona en forma explosiva con formación de cloruro de hidrógeno.
Se licua fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas y 20ºC.
Historia
Al parecer, tanto el cloro como el ácido clorhídrico eran conocidos ya por los alquimistas del s. XIII, aunque
su primera mención segura data de 1774, realizada por el químico y farmacéutico sueco Wilhelm Scheele,
quien tomó el ácido clorhídrico por el compuesto oxigenado de un hipotético elemento simple, el murio, por
lo que lo denominó ácido muriático, que persistió hasta 1810, en que Humphry Davi aisló el gas y lo designó
con el nombre de cloro, debido a su color amarillo verdoso.
Obtención:
La obtención del cloro se hace por la oxidación del ácido clorhídrico o por electrólisis de disoluciones de
cloruro potásico o sódico, en las cuales se libera gran cantidad de cloro como subproducto en la obtención de
los hidróxidos sódico y potásico.
Se utiliza para la obtención del cloruro de cal, para preparar el ácido clorhídrico y en la síntesis de muchos
compuestos orgánicos. También para obtener bromo, en el desestañado de la hojalata, como desinfectante,
para el blanqueo químico de tejidos, etc. El agua clorada es una disolución acuosa de cloro.
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Principales usos:
• El cloro en la industria
Cerca del 60% de las industrias químicas lo usan, de forma directa o indirecta, ya que en numerosos casos el
cloro actúa como fuente de energía, al ser un elemento muy reactivo que posibilita reacciones que de otro
modo utilizarían más energía, es decir, más recursos no renovables, además de producir más residuos
(peligrosos), más contaminación y sería más peligroso para trabajadores y usuarios.
• Utilización del cloro
Se emplea para fabricar unos 10.000 productos, es decir el 95% de todos los productos de consumo, por
ejemplo, estos son algunos de sus usos:
• Medicinas: más del 80 % de medicamentos y vitaminas sintéticas se elaboran con cloroy en un 30%,
el cloro es parte indispensable de ellos.
• Desinfectantes: esun desinfectante barato y fiable en piscinas y agua potable.
• Plásticos: se utiliza en la fabricación de plásticos con grandes aplicaciones, como el PVC y PVDC.
• Catalizadores: en la obtención de cadenas de polietileno (HDPE, LLDPE) y polipropileno (PP) de alta
y baja densidad.
• Productos intermedios: es un producto intermedio en la fabricación de poliuretanos (PU para
colchones), policarbonatos( en Cd's y DVD's de ordenador, ventanillas de avión y utensilios de cocina
resistentes al calor), carboximetilcelulosa (CMC, utilizado como absorbente en servilletas), epoxi
(pinturas y colas), siliconas (obturantes, cauchos, lubricantes), teflón, etc
• Disolventes: en los no inflamables, para desengrasar y limpiar en seco.
• Decolorocaión: en la industria papelera y del algodón, para blanquear la pasta.
• Metalurgia: para fabricar el titano de los cohetes, aluminio, magnesio, níquel y silicio, este último de
gran importancia en la fabricación de chips electrónicos.
• Alternativas al cloro
Según Greenpeace Internacional el cloro mata a 227 personas debido a la fabricación, transporte, utilización
industrial y municipal del cloro, en los últimos cien años. Greenpeace también recomienda el uso de
sustancias alternativas al cloro, sobretodo al PVC, pero se ha demostrado a través de muchas investigaciones
que los sustitutos del cloro no son tan efectivos ni poco contaminantes como afirman, matando también a
muchas personas en los procesos que llevan consigo.
De hecho, la omisión del cloro en la desinfección del agua potable en Perú, convirtió una incipiente epidemia
de cólera en un desastre en el que murieron veintidós mil personas y más de doscientas mil sufrieron la
enfermedad.
Bruce N. Ames, el famoso toxicólogo mundial, descubrió que, cuando se prueba en roedores la
carcinogenidad de muchas sustancias que contienen o no cloro, ya sean naturales o no, a la DMT (dosis
máxima tolerada), alrededor del 50 % dan un resultado positivo. Según Ames, gran parte de esta
carcinogénesis se debe a la dosis elevada, no al potencial cancerígeno del material en sí. Si se reduce la dosis,
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los resultados desaparecen rápidamente, en general se puede ver una curva cuadrática de dosis−respuesta y
por debajo de una dosis determinada no hay ningún efecto.
Existen otros materiales cancerígenos, incluso a una dosis inferior, pero en ese caso el efecto cancerígeno se
reduce en proporción a la magnitud de la dosis.
Todo el mundo tendrá cáncer si llega a ser lo bastante mayor. La posibilidad de tener cáncer aumenta
exponencialmente con la edad, siendo de 10^4 a 10^5. En el caso de ratones y ratas, esto resulta alrededor del
40% de muertes naturales por cáncer, a una edad media de dos años. En los seres humanos, que tienen un
metabolismo diferente, la consecuencia es de un 25 % de muertes naturales por cáncer, a una edad media de
setenta y cinco años.
Uno de los cancerígenos más comunes, indispensable para la vida y responsable de 10.000 aducciones
oxidativas al ADN (fallos en el núcleo de la célula que pueden provocar cáncer) por célula y día, es el
oxígeno. En realidad, casi todas las carencias que presenta el ADN se pueden subsanar por medio de algún
mecanismo, pero no todas.
El temor de mucha gente de que incluso una molécula de una sustancia cancerígena provocará cáncer, puede
ser verdad pero pierde relevancia si se compara este deterioro natural con la gran cantidad de cancerígenos
naturales que digerimos con los alimentos. Si cree que el organismo trata a los cancerígenos naturales de
manera diferente a los sintéticos, está equivocado. Desde hace sólo unos cuantos cientos de años hasta la
actualidad, se han introducido en nuestra dieta numerosos productos químicos cancerígenos naturales, por lo
que nuestro organismo no ha tenido tiempo de desarrollar ninguna mecanismo de neutralización. Las defensas
de nuestro organismo son en realidad las generales de la naturaleza y tratan los productos químicos naturales y
sintéticos de la misma forma.
¿ Qué cantidad de sustancia es cancerígena ?
La misma sustancia puede ser anticancerígena a dosis reducida y cancerígena a una dosis elevada.
Un ejemplo típico es la vitamina A. En la dosis normal que se encuentra en los alimentos, es indispensable
para el crecimiento, la visión y el sistema inmunológico. Y parece que contribuye a la prevención del cáncer
(de pulmón) porque es un antioxidante. A una dosis mayor, en torno a cuatro veces la media diaria,
incrementa la posibilidad de que los fumadores contraigan cáncer de pulmón. A una dosis mucho más
elevada, es muy peligrosa para el feto: los niños pueden nacer sin cerebro. Y parece ser cancerígena en sí
misma a dosis muy elevada.
Hay enormes diferencias entre la potencia cancerígena de las diferentes sustancias, y ocurre exactamente lo
mismo que en el caso de los tóxicos.
Si bebe una cerveza o un vaso de vino al día, será beneficioso para su corazón y no influirá en su posibilidad
de padecer cáncer.
Algunos productos químicos clorados se consideran cancerígenos pero, con la excepción de la
TCDD−dioxina, todos están dentro de los límites anteriores. En 1.970 aproximadamente, se descubrió que el
VCM, componente básico del PVC, es cancerígeno. Antes de esa fecha, muchos trabajadores se habían
expuesto a dosis masivas (hasta más de 1.000 ppm − partes por millón) de VCM durante años. El resultado
fue que alrededor de 170 trabajadores en todo el mundo, murieron de angiosarcoma, un cáncer de hígado
específico. Inmediatamente después de este descubrimiento, las concentraciones de VCM en el aire fueron
rápidamente reducidas a menos de 1 ppm en el lugar de trabajo, lo que tuvo como resultado una posibilidad de
desarrollar cáncer inferior a 1:100.000.
Cloro, alternativas y cáncer
Greenpeace tiene razón cuando dice que más de un centenar de compuestos que contienen cloro, son
cancerígenos probados. En realidad esto no es mucho, ya que aproximadamente la mitad de los más de 10.000
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compuestos clorados serán considerados cancerígenos a alguna dosis (elevada).
Lo mismo es cierto para las substancias no cloradas. Y si observa la lista completa de las substancias
cancerígenas conocidas y la lista de compuestos de hidrocarburos y nitrógeno, también cancerígenos que son
mucho más potentes, esta segunda lista es mucho más extensa.
Que sepamos, ninguna sustancia industrial o natural puede fabricarse sin que se liberen sustancias
cancerígenas u otras sustancias peligrosas: la arena para el vidrio produce silicosis; el crudo de petróleo
contiene cientos de substancias cancerígenas, tales como benceno, ceras y PAH. De modo que todos los
productos derivados del petróleo y la utilización de petróleo para producir energía, libera algunas substancias
cancerígenas. Etileno para polietileno (PE), butadieno para caucho sintético, benceno para poliestireno (PS),
óxido de etileno para tereftalato de polietileno (PET), serrín para muebles, taninos y sales de cromo para el
cuero: todos son peligrosos, si no se manipulan con precaución.
El PVC en el embalaje de alimentos y el cáncer
En los polímeros, siempre se encuentran trazas de monómeros. La posibilidad de que los usuarios desarrollen
cáncer por la migración de cantidades de estas substancias a los alimentos es, en realidad, insignificante en
todos los casos.
La cantidad de VCM en las botellas de PVC que se utilizan para el envasado del agua, es tan baja que, aunque
bebiera dos litros al día durante toda la vida y todo el VCM que contiene el envase migrara al agua, la
cantidad total de VCM que llegaría a acumular en una vida equivaldría a la que un trabajador del PVC puede
asimilar durante un día de trabajo. Esto ofrece una posibilidad extra, puramente teórica, en la proporción de
uno a cien millones para desarrollar un cáncer.
El profesor Maltoni, de Bologna (Italia), quien descubrió la carcinogenidad del VCM, ha demostrado que el
PVC no es cancerígeno ni en polvo ni como embalaje. Esto último se descubrió en un experimento con 2.000
ratas, de las que 1.000 fueron alimentadas con agua de botellas de vidrio y 1.000 con agua de botellas de PVC,
a las que incluso se añadieron gránulos de PVC. Todas las ratas fueron alimentadas desde antes de nacer
(fetos) hasta su muerte. Se controlaron todos los movimientos y su comportamiento sexual y cuando
murieron, se analizó asimismo la causa de la muerte.
Los resultados fueron que no había diferencia en el comportamiento ni en la edad media, y una diferencia no
significativa en la cantidad de muertes por cáncer; en realidad, las que habían bebido agua embotellada en
botellas de PVC desarrollaron un 1,9 % menos de cáncer.
La situación no es diferente para otros materiales que se utilizaron para embalaje: en todos los casos, algunas
cantidades muy pequeñas de posibles cancerígenos migraron a la comida empaquetada. En el caso del vidrio,
fueron los silicatos y el plomo; para los objetos de barro, el plomo y cadmio; para el polietileno (PE), el
etileno y las ceras; para el tereftalato de polietileno (PET), El acetaldehido, etc. En todos los casos, el efecto
es insignificante.
Bibliografía
Para realizar este trabajo se han utilizado los siguientes recursos:
• Enciclopedia Salvat
• Enciclopedia Larousse
• Buscadores en internet como www.google.com; www.yahoo.es; www.ya.com
• Recursos de www.lafacu.com
• Diversas enciclopedias químicas y universidades online.
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