Ácido sulfúrico, nítrico y amoniaco

−ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)−
Es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidad relativa de 1`85. Tiene un punto de
fusión de 10`36ºC, un punto de ebullición de 340ºC y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar
ácido sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor. Amenos que la mezcla se agite bien, el
agua añadida puede calentarse más allá de su punto de ebullición y la formación repentina de calor puede
hacer saltar el ácido fuera del recipiente. El ácido concentrado destruye la piel y la carne, y puede causar
ceguera si se introduce en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente es eliminar el ácido con grandes
cantidades de agua. El ácido sulfúrico ha sido muy importante comercialmente durante muchos años. Los
antiguos alquimistas lo preparaban en grandes cantidades calentando sulfatos existentes en la naturaleza a
latas temperaturas y disolviendo en agua el trióxido de azufre obtenido de esta forma. En el siglo XV, 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.
*PROPIEDADES.
El ácido sulfúrico concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente desecante.
Actúa tan vigorosamente en es aspecto que extrae el agua, y por lo tanto carboniza, la madera, el algodón, el
azúcar y el papel. Debido a estas propiedades desecantes, se usa para fabricar éter, nitroglicerina y tintes.
Cuando se calienta, el ácido sulfúrico concentrado se comporta como un agente oxidante capaz, por ejemplo,
de disolver metales tan poco reactivos como el cobre, el mercurio y el plomo, produciendo el sulfato del
metal, dióxido de azufre y agua.
Sus usos son tan variados que el volumen de su producción proporciona un índice aproximado de la actividad
general industrial. Por ejemplo, a principios de la década de 1970, la producción anual de ácido sulfúrico en
EE.UU., el mayor productor, sobrepasaba los 29 millones de toneladas, que corresponden a una producción
diaria de 1/3 kg. Por persona al año. El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto
superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y
pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos productos de
consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, el la batería de plomo, que se utiliza en automóviles
*FABRICACIÓN.
Hoy día se utilizan dos procesos para obtener ácido sulfúrico. En las etapas iniciales ambos requieren el uso
de dióxido de azufre, que se obtiene quemando piritas de hierro o azufre en aire, en el primer proceso,
denominado método de las cámaras de plomo, la reacción se lleva a cabo en grandes torres de ladrillos
recubiertas de plomo. En estas torres, reaccionan 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 de 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; hoy día, casi un 20% del ácido sulfúrico se produce por el método de las cámaras de plomo, pero este
porcentaje está disminuyendo.
El segundo método de obtención, el método de contacto, que empezó a usarse comercialmente alrededor de
1900, se basa en la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, bajo la influencia de un catalizador.
El platino dividido muy finamente, que es el catalizador más eficaz, tiene dos desventajas: es muy caro y
además, ciertas impurezas existentes en el dióxido de azufre ordinario lo envenenan y reducen su actividad.
Muchos productores de ácido sulfúrico utilizan dos catalizadores: primero, uno más resistente aunque menos
efectivo, como el óxido de hierro o el óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una
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cantidad menor de platino para terminar el proceso. A 400ºC, la conversión d dióxido a trióxido de azufre es
casi completa. El trióxido se disuelve en ácido sulfúrico concentrado, y al mismo tiempo un flujo de agua
mantiene la concentración al nivel seleccionado, normalmente un 95%. Reduciendo el flujo de agua, puede
obtenerse un producto con más SO3 del que contiene la fórmula H2SO4. Este producto, llamado ácido
sulfúrico fumante, oleum o ácido Nordhausen, es necesario para algunas reacciones de química orgánica.
−ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)−
El ácido nítrico es un líquido incoloro y corrosivo cuya fórmula química es HNO3. Los alquimistas
medievales lo conocían como aqua fortis, o lo que es lo mismo, AGUA FUERTE. Se obtiene comercialmente
por la acción del ácido sulfúrico sobre nitrato de sodio. También se puede preparar por oxidación catalítica del
amoniaco. Es un ácido fuerte y un agente oxidante poderoso. Sobre la piel produce una coloración amarillenta
al reaccionar con ciertas proteínas y formar ácido xantoproteico amarillo.
El ácido nítrico concentrado de uso comercial contiene un 71% de HNO3 y el resto de agua. El ácido nítrico
fumante, también empleado comercialmente, está compuesto de ácido nítrico y óxido de nitrógeno gas en
solución. Presenta un color rojizo o pardo y es más activo que otras formas de ácido nítrico. Tanto el ácido
nítrico común como el fumante tienen numerosas aplicaciones. Se emplean en síntesis químicas, en la
nitración de materiales orgánicos para formar compuestos nitrogenados, que contienen un grupo NO2,
fabricación de tintes y explosivos. El ácido nítrico tiene un punto de fusión de −42ºC y un punto de ebullición
de 83ºC. Las sales del ácido nítrico se denominan nitratos. El nitrato de potasio, o salitre, y el nitrato de sodio
son los nitratos más importantes comercialmente. Casi todos los nitratos son solubles en agua. Una de las
excepciones es el subnitrato de bismuto, BiONO3·H2O, utilizado en medicina para el tratamiento de
trastornos intestinales. El amitol, un potente explosivo, es una mezcla de nitrato de amonio y trinitrotolueno
(TNT). La reacción del ácido nítrico con compuestos orgánicos produce importantes nitratos, como la
nitroglicerina y la nitrocelulosa. Los nitratos de calcio, sodio, potasio y amonio se emplean como fertilizantes
que proporcionan nitrógeno para el crecimiento de las plantas.
−AMONIACO (NH3)−
El amoniaco es un gas de olor picante, incoloro y muy soluble en agua. Una disolución acuosa saturada
contiene un 45% en peso de amoniaco a 0ºC y un 30% a temperatura ambiente. Disuelto en agua, el amoniaco
se convierte en hidróxido de amonio, de marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a
los hidróxidos de los materiales alcalinos.
El amoniaco era conocido por los antiguos, quienes lo obtuvieron a partir de la sal amónica, producida por
destilación del estiércol de camello cerca del templo de Júpiter Amón en Libia, y de ahí su nombre. En
Europa, durante la edad media, el amoniaco se obtenía calentando los cuernos y pezuñas de bueyes, y se
llamaba espíritu de cuerno de ciervo. El alquimista alemán Basil Valentine obtuvo el amoniaco libre, y el
químico francés Claude Berthollet determinó su composición en torno a 1777.
En el siglo XIX, la principal fuente de amoniaco fue la destilación de la hulla; era un derivado importante en
la fabricación de los combustibles gaseosos. Hoy, la mayoría del amoniaco se produce sintéticamente a partir
de hidrógeno y nitrógeno por el proceso de Haber, que consiste en pasar una mezcla estequiométrica de
hidrógeno y nitrógeno a través de un lecho catalizador, formado principalmente por óxidos de hierro, en el
que se mantiene una temperatura de unos 500ºC, pues, aun empleando catalizadores, la velocidad es muy
lenta a temperaturas inferiores y no es rentable económicamente. La reacción es reversible y exotérmica. Los
procesos industriales actuales utilizan como materia prima el aire atmosférico para el nitrógeno y los
hidrocarburos, y para el hidrógeno, principalmente gas metano o hidrocarburos obtenidos de procesos de
refino del petróleo
El amoniaco es un refrigerante importante y se usa mucho en la industria química, especialmente en la
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fabricación de fertilizantes, ácido nítrico y explosivos. La mayor parte de éste se utiliza para la fabricación de
ácido nítrico, como ya hemos visto anteriormente, de abonos nitrogenados compuestos, que contienen además
fosfatos y sales potásicas. También se consume gran cantidad de amoniaco en diversas industrias orgánicas,
de colorantes, plásticos, drogas, etc., y una pequeña parte como líquido de refrigeración de máquinas
frigoríficas.
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