“AÑO DE LA DIVERSIFICACION PRODUCTIVA Y DEL FORTALECIMIENYO DE LA EDUCACION”

UNIVERSIDAD NACIONAL DE UCAYALI

FACULTAD DE CIENCIAS AGROPECUARIASESCUELA PROFECIONAL DE AGRONOMIA

TRABAJO DE INVESTIGACION DEL AREA DE BIOLOGIA GENERAL

DOCENTE: Ing. Mag. HECTOR JOSE QUISPE CERNA

ALUMNO: CACERES CAQUIAMARCA EDWIN RUBEN

FECHA: 31-07-2015

PUCALLPA – PERU

2015

INTRODUCCIÓN

Las sustancias químicas son el componente único de toda materia viva e inerte. Ciertos autores apuntan que el universo de las sustancias es de 12 millones, de las cuales cien mil circulan en el comercio internacional y un ínfimo porcentaje son dañinas para todo organismo. Ciertas sustancias se encuentran en estado natural, como el petróleo; otras son derivadas, como los combustibles; y algunas son obtenidas en laboratorios, como medicamentos y algunos elementos químicos.

Enseguida se presenta el resultado de una ardua investigación basada en el Ácido sulfúrico, desde sus inicios. Se entregará en las siguientes páginas la información necesaria para conocer un poco más acerca de este importante agente de la industria de la química.

También se habla del ácido nítrico, carbono, hidrogeno, oxígeno y el nitrógeno lo cual de estos elementos se especificarán características físicas y químicas. También sus usos en la industria y e indirectamente en nuestra vida cotidiana.

Se detallará paso a paso su proceso de obtención y su relación con la producción de otros compuestos u elementos químicos

Además se hallan insertos datos adicionales sobre riesgos para la salud (con sus respectivos primeros auxilios), almacenamiento y manipulación. Información toxicológica, riesgos ambientales e instrucciones en caso de accidentes.

Por último, cabe agregar, que esperamos que el informe que se encuentra a continuación sea de su total agrado.

COMPUESTOS INORGANICOS

Clasificación de las sustanciasLas sustancias en general se clasifican en sim - ples, compuestas y mezclas. A las primeras se les conoce como elementos químicos, y son las que es tán formadas por una sola clase de átomos, como por ejemplo los de la tabla periódica; las sustan- cias compuestas resultan de combinar dos o más sustancias simples, por lo cual contienen varios ti tipos o clases de átomos, por ejemplo el agua (Oxigeno e Hidrogeno), alcohol,petróleo, etc. Las mez clas son homogéneas y heterogéneas, denominándose soluciones a las primeras, como el agua sala- da y azucarada, y en ambos casos no se producen combinaciones o enlaces químicos.

- Las sustancias compuestas se pueden clasificar según sea la cantidad de átomos diferentes que contengan en su composición, así:- Compuestos binarios. Formados por tan solo dos elementos químicos, como el agua (H2O), la sal de mesa (NaCl) y los óxidos básicos y óxidos ácidos.

- Compuestos ternarios. Formados por tres elementos químicos, tal como los oxácidos simples(HBO2 , HClO, etc.), los hidróxidos Ca(OH)2, Mg(OH)2 , etc.- Compuestos cuaternarios. Formados por cuatro elementos químicos, como las sales acidas sulfato acido de potasio (KHSO4), sulfato acido de sodio (NaHSO4), etc.

Ejemplos para cada tipo de sustancia

Tipos de compuestos químicos (sustancias compuestas)Para su estudio, las sustancias compuestas, o compuestos químicos, se dividen en dos grupos: orgánicos e inorgánicos.- Compuestos orgánicos. Son las sustancias contenidas o provenientes de los organismos vivos, y se caracterizan por contener principalmente el elemento químico carbono (enlaces de carbono-carbono), como por ejemplo petróleo, combustibles, madera, alcohol, carbón, azúcar y otras, que son estudiadas por la Química orgánica. He aquí otros ejemplos de este tipo de compuestos: gas natural, alcohol etílico, ácido cítrico,cafeína, nicotina, glucosa, ácidos dos grasos (ácido esteárico), aminoácidos (valina, leucina, etc.), nucleótidos (timina, guanina adenina), fructosa, etc.- Compuestos inorgánicos. Son sustancias inertes o muertas, y se caracterizan por no contener carbono, como por ejemplo la cal, la sal de cocina, acido de batería y otras, que son estudiadas por la Química inorgánica. Hay ciertos compuestos que contienen carbono y se consideran como inorgánicos, dado que no contienen enlaces carbono-carbono y que sus propiedades son semejantes a este tipo de compuestos, entre los cuales está el monóxido de carbono (CO) y el dióxido de carbono (CO2).Otros ejemplos de estos compuestos son: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), monóxido de Nitrógeno (NO), ácido clorhídrico (HCl), hidróxido de sodio (NaOH), etc.

Grupos y funciones químicas inorgánicas

Casi todos los elementos químicos de la tabla periódica están involucrados en los compuestos químicos inorgánicos, por lo que son muchas estas últimas sustancias y para facilitar su estudio se han dividido o clasificado en los siguientes grupos, subtipos o funciones químicas inorgánicas fundamentales:

- Óxidos. Que son de dos tipos: óxidos básicos, llamados también óxidos metálicos; y óxidos ácidos, denominados también anhídridos y óxidos no-metálicos.- Hidróxidos.- Ácidos.- Sales.- Hidruros.- Otros, como los peróxidos.Una función química está referida a un grupo específico de sustancias químicas, que poseen propiedades en común con respecto a su comportamiento en la naturaleza y en las relaciones químicas. Dentro de un grupo específico de sustancias, o función química, existe uno o más átomos de clase distinta, llamado grupo funcional, que le imprimen las propiedades comunes a las sustancias de tal función. Para el caso, el oxígenoides el grupo funcional o átomo que le imprime las propiedades comunes a las sustancias de la función oxido.

Formación de los compuestos químicos inorgánicos

Hay dos sustancias simples (hidrogeno y oxigeno), y una sustancia compuesta (agua) a partir de las cuales se pueden formar los anteriores compuestos inorgánicos. Así mismo, existen dos es quemas generales de cómo se obtienen o se forman estos compuestos.

Mecánica de formación de óxidos, hidróxidos, ácidos y sales.

Mecánica de formación de hidruros e hidrácidos.

Para entender los esquemas anteriores, se deberá recordar cuales son los elementos metales y no metales de la tabla periódica de los elementos químicos. Una de las maneras de cómo están organizados los elementos en la tabla periódica es en metales, metaloides y no-metales, pero enforma general se dividen en metales y no-metales, como lo muestra la tabla periódica siguiente:

Como se observa, los no-metales se localizan hacia la parte derecha del lector (color oro), y los metales hacia la izquierda (color fucsia), excepto el hidrogeno que es no-metal. Cuando to dos estos elementos, exceptuando los gases nobles, se combinan con oxígeno o hidrogeno, y posteriormente con agua, se producen los compuestos inorgánicos antes apuntados.

a. FORMACION DE OXIDOS.Los Óxidos son compuestos químicos inorgánicos binarios, y se caracterizan por contener un elemento químico y oxígeno, y se clasifican en: óxidos básicos y óxidos ácidos.

Ejemplos de los dos tipos de óxidos

OXIDOS BASICOS(óxidos metálicos)

OXIDOS ACIDOS(anhídridos, óxidos no-metálicos)

- Oxido de sodio (Na2O)- Oxido de magnesio (MgO)- Oxido de calcio (CaO)- Óxido de hierro (II) (FeO)- Oxido de aluminio (Al2O3)

- Monóxido de carbono (CO)- Dióxido de carbono (CO2)- Monóxido de azufre (SO)- Oxido de boro (B2O3)- Monóxido de nitrógeno (NO)

Óxidos básicos. Son llamados también óxidos metálicos, y resultan de la combinación del oxí- geno con un metal, mediante enlace iónico. Para nombrarlos se usa la nomenclatura de Stock(la valencia del metal se escribe en números romanos y entre paréntesis).Al combinar 2 o más sustancias simples, o bien compuestas, luego sucede una reacción química entre ellas, es decir, los átomos de las sustancias combinadas se reacomodan entre si y se o- rigina una nueva sustancia. Esta reacción no es visible, pero puede explicarse o representarse gráficamente por medio de una ecuación química; así, cuando se combina el oxígeno con un e- lemento metal sucede una reacción química, que se representa mediante la ecuación siguiente:

La mecánica de formación es la siguiente:

En la ecuación anterior existen dos grupos de sustancias: los reactivos, que son las sustancias que están antes de la flecha, y los productos, que están después de la flecha. En este producto, CaO, primero va colocado el símbolo del metal y después el del oxígeno; así mismo, el nombre de estas sustancias siempre lleva la palabra oxido de por delante, acompañada del nombre del metal.

Óxidos ácidos. Se les conoce también como anhídridos y óxidos no-metálicos, y resultan de la combinación del oxígeno (O) con un no-metal (NM), mediante enlace covalente. Para nombrarlos se aplica la nomenclatura de proporciones (mono, di, tri...). La ecuación general es:

La mecánica de formación es la siguiente:

b. FORMACION DE HIDROXIDOS.Conocidos también como bases. Estas sustancias son ternarias y resultan de combinar un oxido básico con agua; se caracterizan por llevar siempre, además del elemento metal, una molécula llamada ion hidroxilo u oxidrilo, formada por el oxígeno e hidrogeno (OH)-; se nombran usando la nomenclatura de Stock. A continuación algunos ejemplos de estos compuestos y su concepto:

los símbolos de esta ecuación se refieren a:M = Elemento metalO = OxigenoH2O = Fórmula del agua (una molécula)(OH) = Ion oxidrilo (símbolos del oxígeno e hidrogeno)Pasos para formar un hidróxido:

c. FORMACION DE ACIDOS

El hidrogeno es el elemento químico fundamental de los ácidos inorgánicos o ácidos minerales, y existen dos grupos: oxácidos e hidrácidos.Oxácidos. Llamados también ácidos oxigenados, por contener siempre este elemento, y resultan de combinar un oxido acido con agua. Cuando se combina un elemento no-metal conoxigeno resulta una sustancia llamada oxido acido, y si a esta se le agrega agua luego se obtiene un tipo de ácido denominado oxácido; asi, estas sustancias están formadas por hidrogeno, un no-metal y oxígeno, en este orden, por lo que son sustancias ternarias y su ecuación general es:

donde:NM = Elemento no-metalO = OxigenoH2O = Fórmula del aguaH = HidrogenoPasos para formar un oxácido:

Hidrácidos. Son llamados también ácidos no-oxigenados, ya que no contienen oxigeno sino que tan solo hidrogeno y un no-metal. Existen dos pasos para obtener un hidrácido: primero obtener el hidruro y después su respectivo Hidrácido (disolver el hidruro en agua).- Obtención del hidruro: el hidrogeno es un elemento químico que puede combinarse directamente con algunos metales y no-metales; así, existen hidruros metálicos (HM) e hidruros no-metalicos, y estos últimos se clasifican en hidruros no-metálicos especiales(HNME) e hidruros no-metálicos ácidos(HNMA), siendo estos últimos los que originan los hidrácidos. Todos son sustancias binarias.

Clasificación de los hidrurosLos hidruros metálicos (HM) resultan de combinar hidrogeno (H) con metales (M) de los grupos I y II-A. El hidrogeno actúa como no-metal con valencia – 1, y la ecuación general es:

Note que estos Hidruros se nombran mencionando primero la palabra hidruro y luego el nombre del metal; además, en reactivos y producto primero se coloca el símbolo del metal (M) y luego el del hidrogeno (H).Los hidruros no-metálicos (HNM) se subdividen en dos grupos: hidruros no-metálicos especiales (HNME) e hidruros no-metálicos ácidos (HNMA). Los primeros se originan al combinar hidrogeno con los no-metales de los grupos IIIA, IVA y VA de la tabla periódica; y los segundos se obtienen al combinar hidrogeno con elementos no-metales de los grupos VIA y VIIA (el azufre y cuatro halógenos, respectivamente); aquí el hidrogeno actúa como metal con valencia +1 y los demás elementos con su menor valencia negativa. Observe que difiere la colocación de los símbolos químicos en los productos de ambos tipos de hidruros no-metálicos.

Los hidruros especiales se nombran tal como los hidruros metálicos; los hidruros ácidos se nombran mencionando primero el nombre del no-metal, con terminación uro, y luego las palabras de hidrogeno; la mayoría de estos últimos son gases.- Obtención del Hidrácido: los Hidruros no-metálicos ácidos (HNMA) son los que interesan para formar u obtener los Hidrácidos. Al colocar estos hidruros en agua entonces se disuelven y forma el respectivo Hidrácido; para el caso, cuando el hidruro no-metálico acido llamado Fluo- ruro de Hidrogeno se coloca en agua luego se disuelve y forma el ácido fluorhídrico. Los hidrá - cidos se presentan en estado líquido y su formación es la siguiente (ver cuadro abajo):

Observe que el nombre del Hidrácido se forma poniendo primero la palabra acido, seguida del nombre del no-metal junto con el sufijo hídrico. Se deduce que tan solo existen cinco hidrácidos, los que se dife -rencian de los oxácidos por no contener oxígeno.

d. FORMACION DE SALES.Las sales son cristales y solubles en agua, por lo general. Son sustancias binarias, ternarias y cuaternarias. Existen 2 tipos principales de ellas:

a. Sales haloideas. b. Sales oxisales. Estas se clasifican en 4 tipos: sales neutras, ácidas, básicas y sales dobles.

Las diferentes sales resultan de la reacción entre un ácido y una base, siendo esta reacción de neutralización completa o bien parcial, y en todos los casos se produce también agua (4).

Ejemplos para cada tipo de sal inorgánica

Sales haloides. Llamadas también sales haloideas y no-oxigenadas. Este tipo de sustancias se forman por una reacción de neutralización entre un hidrácido y un hidróxido o base, sobrando agua. Son compuestos binarios pues la sal contiene un metal y un no-metal halógeno o bien azufre.

Para nombrar la sal haloidea se pone primero el nombre del no-metal, con terminación uro, y se le agrega el nombre del elemento metal. En este caso la sal recibe el nombre(nomenclatura)de fluoruro de litio. Los dos hidrógenos del agua provienen uno del hidrácido y el otro del hidróxido, y el oxígeno proviene del hidróxido; por lo tanto, solo sobran el flúor (F) y el litio (Li), los cuales se unen y forman la sal haloidea (LiF). Otros ejemplos balanceados son:

Oxisales. Estas sales se conocen también como reacciones de neutralización. Cuando se combina un oxácido con un hidróxido se obtienen o producen la oxisal y un poco de agua. Anteriormente se apuntó que existen cuatro tipos de oxisales, las que se explican a continuación.a. Sal neutra. Formada por un metal (del hidróxido), un no-metal y oxigeno (del oxácido);los metales del hidróxido sustituyen totalmente a los hidrógenos del oxácido.

Recuerde que un oxácido se obtiene por combinar un oxido acido con agua; el hidróxido resulta de combinar un oxido básico con agua, y al combinar el oxácido con el hidróxido luego se producen la sal neutra y el agua. La ecuación general anterior se puede desglosar así:

Observe que la sal neutra está formada solo por un metal (del hidróxido), un no-metal y Oxigeno (del oxácido), sobrando siempre agua. Nunca contiene Hidrogeno, porqué este se encuentra formando parte del agua. Respecto al nombre de estas sales, cuando el ácido termina en ico entonces la sal termina en ato, y cuando el ácido termina en oso entonces la sal termina en ito.Ejemplos:

b. Sal ácida. Esta resulta de combinar un oxácido con un hidróxido, y está formada por un metal (del hidróxido), un hidrogeno, un no-metal y oxigeno (del oxácido), en ese orden.Estas sales se diferencian de las anteriores en que llevan además hidrogeno, el que les da el carácter de acidas; los metales del Hidróxido sustituyen parcialmente a los Hidrógenos del oxácido. El ácido debe tener más de 1 hidrogeno (H2SO4, H2CO3) y el metal ser monovalenteSe nombran como las anteriores sales, agregando la palabra ácido entre la sal y el metal.

Ejemplos:

c. Sal básica. Resulta también de la combinación de un hidróxido con un oxácido, y está formada por un metal y un ion oxidrilo (OH), que provienen del hidróxido, y por un no-metal y oxígeno, que provienen del oxácido, en ese orden.

El metal junto con uno de los iones oxidrilos, que provienen del Hidróxido, se unen al no-metal y el oxígeno, que provienen del Oxácido, para formar la sal básica; así mismo, el otro ion oxidrilo (OH) se une al Hidrogeno del Oxácido para formar agua. Esto implica que el Hidróxido debe de tener dos iones oxidrilos (OH)2, por lo que el metal deberá ser bivalente (actuar con valencia 2). Recuerde que cuando el ácido termina en ico entonces la sal termina en ato, y cuando el ácido termina en oso entonces la sal termina en ito.Ejemplos:

c. Sal doble. Recuerde que la sal acida contiene un hidrogeno; sin embargo, en la sal doble este hidrogeno es sustituido por otro metal (catión) proveniente de un segundo Hidróxido. Esto significa que para formar una sal doble es necesario combinar 2 diferentes hidróxidos con un solo oxácido; así pues, este tipo de sal está formada por dos metales diferentes, un no-metal y el oxígeno (no siempre), en ese orden, sobrando siempre agua; esta última se forma a partir de la unión de los 2 iones oxidrilos (OH), que provienen de los Hidróxidos, más los hidrógenos del oxácido.Ejemplos:

ACIDO CLORHIDRICO

El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía

ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico (por su extracción a partir de sal marina en

América), agua fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro de

hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se

trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución

concentrada de ácido clorhídrico tiene unpH inferior a 1; una disolución de HCl 0,1 M da un pH

de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar a un ser humano, en un litro de agua. Al disminuir el

pH provoca la muerte de todo el microbioma gastrointestinal, además de la destrucción de los

tejidos gastrointestinales).

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo, corrosivo, no

inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el

cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de

hidrógeno puede ser liberado por volcanes.

El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y

galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de

productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos.

Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno

como el ácido clorhídrico son corrosivos.

Propiedades físicas

Las propiedades físicas del ácido clorhídrico, tales como puntos de fusión y ebullición, densidad, y

pH dependen de la concentración o molaridad de HCl en la solución ácida.

Conc. (m/m)

Conc. (m/v)

Densidad

Molaridad

pH Viscosidad

Calorespecífi

Presión

Punto de

Punto de

c : kg HCl/kg

c : kg HCl/m³

ρ : kg/l M η : mPa·scos : kJ/(kg·K)

de vaporPHCl : Pa

ebulliciónb.p.

fusiónm.p.

10 % 104,80 1,048 2,87 M−0,5

1,16 3,47 0,527 103 °C−18 °C

20 % 219,60 1,098 6,02 M−0,8

1,37 2,99 27,3 108 °C−59 °C

30 % 344,70 1,149 9,45 M−1,0

1,70 2,60 1.410 90 °C−52 °C

32 % 370,88 1,159 10,17 M−1,0

1,80 2,55 3.130 84 °C−43 °C

34 % 397,46 1,169 10,90 M−1,0

1,90 2,50 6.733 71 °C−36 °C

36 % 424,44 1,179 11,64 M−1,1

1,99 2,4614.100

61 °C−30 °C

38 % 451,82 1,189 12,39 M−1,1

2,10 2,4328.000

48 °C−26 °C

La temperatura y presión de referencia para la tabla anterior son respectivamente 20 °C y 1

atmósfera (101 kPa).

Valoración ácida.

El ácido clorhídrico (HCl) se obtiene en el laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H2SO4) a

sal (NaCl):

En la industria química se forman grandes cantidades de ácido clorhídrico en las reacciones

orgánicas de cloración de las sustancias orgánicas con cloro elemental.

Otro método de producción a gran escala es el utilizado por la industria cloro-alcali, en la cual

se electroliza una disolución de sal común (NaCl), produciendo cloro, hidróxido de

sodio e hidrógeno. El gas cloro así obtenido puede ser combinado con el gas hidrógeno,

formando gas HCl químicamente puro. Ya que la reacción es exotérmica, las instalaciones en

las que se realiza son conocidas como horno de HCl.

En agua se disuelven hasta 38 g/100 mL aunque a baja temperatura se pueden formar cristales

de HCl·H2O con un contenido del 68 % de HCl. La disolución forma un azeótropo con un

contenido del 20,2 % de HCl en masa y un punto de ebullición de 108,6 °C.

El ácido clorhídrico que se encuentra en el mercado suele tener una concentración del 38 % o

del 25 %. Las disoluciones de una concentración de algo más del 40 % son químicamente

posibles, pero la tasa de evaporación en ellas es tan alta que se tienen que tomar medidas de

almacenamiento y manipulación extras. En el mercado es posible adquirir soluciones para uso

doméstico de una concentración de entre 10 % y 12 %, utilizadas principalmente para la

limpieza.

Compuesto químico

El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico, agua fuerte o salfumán, es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno. Es muy corrosivo y ácido. Wikipedia

Masa molar: 36,46094 g/molFórmula: HClClasificación: Ácido inorgánicoDenominación de la IUPAC: Chlorane, Hydrogen chloride

ACIDO SULFÚRICO

Definición: El Ácido Sulfúrico, de fórmula H2SO4 ( óleum: H2SO4 con SO3 en solución), a temperatura ambiente es un líquido corrosivo, es más pesado que el agua e incoloro (a temperatura y presión ambiente). El óleum tiene un olor picante y penetrante. Esta es la sustancia más importante de la industria química mundial. Sus nombres químicos son ácido sulfúrico y ácido sulfúrico fumante. También es llamado aceite de vitriolo, ácido de baterías y ácido de fertilizantes.

El ácido sulfúrico es un ácido diprótico, ya que cada unidad de ácido produce dos iones H en dos etapas independientes:

H2SO4 (ac) H (ac) + HSO4 (ac)

HSO4 (ac) H (ac) + SO4 (ac)

Propiedades físicas y químicas

Datos Físicos:

1. Concentración mayor: 98,5%

A una temperatura de 15,5 ºC:

2. Punto de ebullición: 338 ºC ó 640 ºF

3. Densidad a 20 ºC: 1,84 g/cm.

4. Punto de fusión: -40 ºC para una concentración de 65,13%.

5. Solubilidad: Soluble en agua, pero reacciona violentamente al mezclarse con ella, generando calor. Con otros solventes no hay mezcla: no hay reacción.

6. Temperatura de descomposición: 340 ºC.

7. Presión de vapor a 20 ºC: < 0,001 bar.

Reactividad:

Además de atacar muchos metales, el ácido sulfúrico concentrado es fuerte agente oxidante y puede dar lugar a la ignición (inicio de explosión) al entrar en contacto con materia orgánica y compuestos tales como nitratos, carburos, cloratos, etc. También reacciona de forma exotérmica con el agua; tiene mayor desprendimiento de calor cuando la proporción es de dos moléculas gramo de agua por molécula gramo de ácido sulfúrico, alcanzando una temperatura de 158ºC (316ºF). Presenta una gran afinidad por el agua, debido a lo cual, produce deshidratación de los compuestos orgánicos a veces tan fuerte que llega a carbonizarlos.

El ácido sulfúrico puede contener ciertas cantidades de anhídrido sulfúrico libre y en estas condiciones se conoce como óleum, el cual presenta un aspecto nebuloso; sus vapores son irritantes, de color penetrante y tóxicos.

Corrosividad:

Es un líquido altamente corrosivo, particularmente en concentraciones bajo 77,67%, corroe los metales, con excepción del oro, iridio y rodio, dando lugar al desprendimiento de hidrógeno.

Propiedades químicas:

El Ácido Sulfúrico es un ácido fuerte, es decir, en disolución acuosa se disocia fácilmente en iones de hidrogeno (H+) e iones sulfato(SO42-) y puede cristalizar diversos hidratos, especialmente ácido glacial H2SO4 · H2O (monohidrato). Cada molécula produce dos iones H+, o sea, que el ácido sulfúrico es dibásico. Sus disoluciones diluidas muestran todas las características de los ácidos: tienen sabor amargo, conducen la electricidad, neutralizan los álcalis 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 contienen el grupo hidrógeno sulfato, HSO4.

El Ácido Sulfúrico concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente desecante. Actúa tan vigorosamente en este 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.

Durante el siglo XIX, el químico alemán Justus von Liebig descubrió que el Ácido Sulfúrico, añadido al suelo, aumenta la cantidad de fósforo disponible para las plantas. Este descubrimiento dio lugar a un aumento de la producción comercial de este ácido, mejorándose por tanto los métodos de fabricación.

Historia del ácido sulfúrico

El origen del primer ácido sulfúrico se desconoce, pero se le menciona ya desde el siglo X; su preparación, quemando Azufre con Salitre, la describió por primera vez Valentinus, en el siglo XV.

El Anhídrido sulfúrico (o trióxido de azufre) fue aislado por Bussy en 1824; se presenta en forma de cristales transparentes y sedosos que funden a 17º C ; hierve a 45º C . El calor lo disocia en oxígeno y anhídrido sulfuroso. Es muy ávido del agua, con la que se combina para formar ácido sulfúrico. Industrialmente se obtiene por oxidación catálica del anhídrido sulfuroso o dióxido de azufre, como fase intermedia de la fabricación del Ácido Sulfúrico. En el laboratorio puede obtenerse destilando un pirosulfato.

En el siglo XVIII el ácido sulfúrico se utilizaba en la fabricación de yeso, botones y tintes, razón por la cual el químico francés Jean Antoine Chaptal (1756-1832) comprendió la necesidad de producirlo a gran escala para esas y otras industrias florecientes. Estableció la primera fábrica comercial de ácido sulfúrico en Montpellier, Francia.

En 1746, Roebuck de Birmingham, Inglaterra, introdujo el proceso de cámaras de plomo. El proceso de contacto fue descubierto por primera vez en 1831 por Phillips, un Inglés cuya patente incluía las características esenciales del proceso de contacto moderno, en particular el paso de una mezcla de Dióxido de Azufre y aire sobre un catalizador, seguido por la absorción del Trióxido de Azufre en Ácido Sulfúrico de 98.5 al 99%.

El invento de Phillips, no constituyó un éxito comercial durante mas de cuarenta años, probablemente porque faltaba demanda para un ácido fuerte, había un conocimiento inadecuado de las reacciones catalíticas de los gases y el progreso de la tecnología química era lento. El desarrollo de la industria de colorantes dio como resultado una demanda creciente de ácidos concentrados para la manufactura de la Alizarina y de otros materiales orgánicos colorantes; en 1889 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 y actualmente es uno de los procesos industriales continuos de bajo costo controlado automáticamente.

Todas las plantas 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 una concentración de sólo 78%.

Procesos de obtención

Las tres materias primas empleadas por las industrias son: azufre, aire y agua.

La fabricación de ácido sulfúrico es barata, ya que el calor que se desaprovecha en una etapa del proceso puede utilizarse en la etapa siguiente.

Las principales empresas productoras de ácido sulfúrico en Chile son: CODELCO, ENAMI y La Disputada. Cabe destacar, que éstas producen paralelamente cobre.

Antiguamente se utilizaban dos procesos para obtener ácido sulfúrico: el proceso de cámaras de plomo y el de contacto. Actualmente se usa sólo este último en todas las industrias alrededor del mundo, ya que el primero ( proceso de cámaras de plomo) desapareció debido a que se puede producir el ácido sólo en una concentración del 78%.

Proceso de contacto:

La fabricación de ácido sulfúrico consta de tres etapas:

Una vez que ingresa el azufre a la planta, es depositado en un sitio denominado patio de azufre, labor que realizan ayudantes contratados por el conductor y personal de la planta. Posteriormente se inicia la transformación del azufre. Una persona denominada Operario del Fundidor, tiene la función de trasladar 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(s) + O2 (g) SO2(g)

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 ventilador 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. La composición del gas que sale del quemador varía de acuerdo a la proporción de aire y azufre que se utilice.

Al 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.

Segunda etapa; “Proceso de contacto”:

Para formar trióxido de azufre (SO3)

2SO2 (g) + ½ O2 (g) 2SO3 (g)

Anhídrido Oxígeno Anhídrido

sulfuroso sulfúrico

El SO2 que se encuentra en el gas se combina con parte del Oxígeno remanente 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, por lo tanto, 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.

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%.

El pentóxido de Vanadio (V2O5) es el catalizador que se utiliza en este 2º paso. Como las moléculas de dióxido de azufre y de oxígeno reaccionan en contacto con la superficie del pentóxido deVanadio sólido, el proceso se denomina: ”proceso de contacto”.

Tercera etapa:

Para formar una solución que contiene 98 a 99% de Ácido Sulfúrico.

SO3 (g) + H2O(l) H2SO4 (ac)

Anhídrido Agua Ácido

Sulfúrico

El gas SO3 producido en el convertidor, aunque adecuadamente enfriado, 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 que la conversión a SO3 se haya completado, denominado ínter absorción. 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 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.

Proceso de cámaras de plomo: Se llama así porque los recipientes donde tiene lugar la hidroxilación de SO2 son enormes depósitos formados por planchas de plomo. La reacción en su forma más sencilla, está indicada por estas igualdades:

SO2 (g) + O (g) SO3 (g)

Anhídrido Oxígeno Anhídrido

sulfuroso sulfúrico

SO3 (g) + H2O(l) H2SO4 (ac)

Anhídrido Agua Ácido

sulfúrico sulfúrico

El esquema adjunto (página siguiente) representa las partes principales de que constan las fábricas que empleaban este método, y son: 1.Horno de combustión, donde arden las piritas dando SO2 y cuyo calor da también vapor de H2O, 2. La torre de Glower o de desnitrificación, 3. Las cámaras de plomo, 4. La torre de Gay-Lussac.

Donde tiene comienzo la reacción propiamente dicha es en las cámaras de plomo. El ácido sulfúrico que se forma, sale diluido(53º Be); pero una parte de los vapores nitrosos, especialmente NO2, aún se queda sin reaccionar, y para evitar esta pérdida se pone al fin la torre de Gay-Lussac llena de cok, para aumentar la superficie de contacto; por su parte alta cae constantemente ácido sulfúrico concentrado (60º Be), que tiene la propiedad de recoger varios de los vapores nitrosos útiles a la operación. Como hay además exceso de aire, el NO2 que no es soluble en ácido sulfúrico puede reaccionar con el SO2 que haya podido quedar libre, dando ácido nitrosilo-sulfúrico, llamado también sulfato ácido de nitrosilo, que se disuelve en el ácido sulfúrico, este mismo producto se forma con la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre los vapores nitrosos. Queda pues el ácido sulfúrico mezclado con el ácido nitrosilo sulfúrico, y esta mezcla es llevada por un tubo especial a la torre de Glower, a donde llega también por otro tubo el ácido sulfúrico diluido (50º Be). Con lo cual en la torre de Glower tiene lugar la desnitrificación del ácido nitrosilo sulfúrico. Queda libre el ácido sulfúrico y se concentra a merced de la temperatura que va creciendo de arriba a abajo hasta los 400º que hay en la

parte inferior. El ácido sale a 60º Be, del cual, una parte es llevada a la torre de Gay-Lussac, como se ha dicho. De la torre de Glower sale, pues una mezcla de SO2, oxígeno, nitrógeno (procedentes del horno) y vapores de agua y nitrosos, de los cuales dos pasan a las cámaras de plomo.

Absorción del selenio y producción del óleum:

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:

produce(H2SO4)x + H20 + SO3 (H2SO4)x+1 + Calor

ácido 98% ácido 100%

produce(H2SO4)y + (SO3)z (H2SO4). SO3 + Calor

anhídrido sulfúrico oleum

disuelto en ácido

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 óleum 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.

Principales usos

El Ácido Sulfúrico es un producto industrial fundamental. Sus aplicaciones son numerosísimas y su consumo es extraordinario, por su facilidad de reacción con otras materias, eliminando metales, oxígeno, agua y otras sustancias no deseadas. Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un índice aproximado de la actividad general industrial. Este Ácido es un producto que directa o indirectamente está presente en toda industria, y su consumo es el termómetro de la industria de un país.

Sus principales usos son:

Producción de superfosfato de calcio (fertilizantes).

Potabilización de agua: para producir sulfato de aluminio a partir de bauxita.

Detergentes: en la sulfonación de dodecil-benceno, que es la materia prima básica para la mayoría de los detergentes utilizados en el hogar y la industria. También para esto se utiliza óleum 22%.

Fábricas de Papel: En el proceso de producción de la pulpa de papel, e indirectamente en el uso de - sulfato de aluminio. Este también se utiliza en la depuración de aguas residuales y en la potabilización.

Agro-Fito Sanitario: en la producción de sulfato de cobre.

Refinación de Petróleo: para las calderas y procesos químicos.

Generación térmica de energía: para el tratamiento de las calderas.

Metalurgia: para el decapado de metales.

Producción de ácido para baterías eléctricas.

Producción de sulfato de aluminio: se lo utiliza en reacción con hidróxido de aluminio. El sulfato de aluminio producido se utiliza principalmente en potabilización de aguas, curtiembres, producción de papel y sales de aluminio.

Producción de sulfato de cromo: se lo utiliza en reacción con dicromato de potasio y un agente reductor. El sulfato de cromo se utiliza principalmente para el curtido de cueros (curtido al cromo).

Fabricación de productos orgánicos, pinturas, pigmentos y rayón.

Explosivos: por su gran capacidad de reacción.

Peligros para la salud de las personas.

Efectos de una sobre exposición aguda: El ácido sulfúrico es corrosivo para todos los tejidos del cuerpo. La cantidad fatal para un adulto varía entre una cucharadita de té y seis gramos del ácido concentrado. Aun pocas gotas pueden ser fatales si el ácido alcanza la tráquea. Puede haber perforación gástrica y peritonitis. Las que pueden ser seguidas por colapso circulatorio. Es común que la causa inmediata de la muerte sea el shock circulatorio.

Inhalación: La inhalación de los vapores puede causar daño pulmonar grave.

Se debe llevar a la víctima en forma urgente al aire libre. Si existen los medios administrarle oxígeno. Conseguir atención médica inmediata.

Contacto con la piel: El contacto con la piel puede causar necrosis (gangrena) grave de los tejidos.

Las personas que hayan tenido contacto con el ácido sulfúrico deberán lavar las partes afectadas con abundante agua corriente y retirar las ropas lo más rápido posible. Como complemento puede usarse jabón para lavar las partes afectadas. Conseguir atención médica inmediata.

Contacto con los ojos: El contacto del ácido sulfúrico con los ojos puede resultar en la pérdida total de la visión.

Se deben irrigar los ojos con abundante agua corriente, por lo menos durante quince minutos. Los párpados deben mantenerse abiertos durante la irrigación, para asegurar el contacto del agua con los tejidos de la región. Si después de la irrigación continúan las molestias, se necesitará una segunda irrigación por otros quince minutos. También se podrá aplicar dos a tres gotas de un anestésico líquido protegiendo los ojos después con un parche. No se debe aplicar aceites ni ungüentos oleosos. Conseguir atención médica inmediata.

Ingestión: El contacto del ácido sulfúrico con los órganos internos del cuerpo corroe las membranas mucosas de la boca, garganta y esófago, con dolor agudo y dificultad para tragar. Puede haber también hemorragia gástrica y vómitos. El vómito puede contener sangre fresca.

Si accidentalmente la persona llega a ingerir ácido sulfúrico debe administrársele abundante agua o leche, con el objeto de reducir la concentración, y una vez hecho ésto puede dársele a tomar leche de magnesia o agua de cal para neutralizar el ácido. No debe provocársele el vómito. Conseguir atención médica inmediata.

Efectos de una sobre exposición crónica: Puede causar tráqueobronquitis, estomatitis, conjuntivitis y gastritis.

Peligro para el medio ambiente: El ácido sulfúrico es dañino para la vida acuática en concentraciones muy bajas.

Peligros especiales del producto: El ácido sulfúrico no es inflamable pero en su concentración más alta puede causar combustión al contacto con líquidos y sólidos. En contacto con metales genera hidrógeno, gas altamente inflamable.

Protección Ambiental: El ácido sulfúrico debe ser usado, si es posible en circuitos cerrados de cañerías, de modo de reducir al mínimo la posibilidad de contacto por derrame accidental. No se debe permitir que el ácido entre en alcantarillas o fuentes de agua.

Información toxicológica:

Toxicidad aguda: Veneno para el ser humano. Extremadamente irritante, corrosivo y tóxico, resultando por su rápida destrucción, causante de quemaduras severas.

Toxicidad crónica: El contacto repetido con soluciones diluidas puede causar dermatitis. La inhalación repetida de vapores puede causar bronquitis crónica.

Sensibilización: Las personas expuestas a los vapores pierden en forma gradual la sensibilidad a su acción irritante.

Para combatir el fuego: Si hay fuegos adyacentes se debe usar el agua con mucha precaución para evitar el contacto con el ácido. Proteger el cuerpo, la vista y las vías respiratorias.

En caso de derrame del material: Se deben hacer diques para contener el flujo del ácido. Usando tierra, arena o concreto. Si es posible recuperar el líquido derramado con mucha precaución. Absorber el líquido con ceniza o polvo de cemento. Limpiar neutralizando el líquido con bicarbonato.

ACIDO NITRICO

El compuesto químico ácido nítrico (HNO3) es un líquido viscoso y corrosivo que puede

ocasionar graves quemaduras en los seres vivos.

Tanto el ácido nítrico como el clorhídrico y el sulfúrico fueron descubiertos por Ŷabir ibn

Hayyan.

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio. Se utiliza para

fabricar explosivos como la nitroglicerina ytrinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como

el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que reacciona con

la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con el ácido

clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el platino. El ácido

nítrico también es un componente de la lluvia ácida.

El compuesto químico ácido nítrico es un líquido viscoso y corrosivo que puede ocasionar graves quemaduras en los seres vivos. Tanto el ácido nítrico como el clorhídrico y el sulfúrico fueron descubiertos por Ŷabir ibn Hayyan. Wikipedia

Fórmula: HNO3Masa molar: 63,01 g/molDenominación de la IUPAC: Nitric acidDensidad: 1,51 g/cm³Punto de ebullición: 83 °CPunto de fusión: -42 °C

Ácido Nítrico

Ácido Nítrico, Historia:

Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por Glauber.

En 1783, Covendish logró la determinación de su composición.

Formula Mínima:

Formula de Lewis:

Formula Desarrollada:

Propiedades: El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El HNO3 es un liquido incoloro que se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos, su punto de fusión es de -43 ºC y su punto de ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5 g/ml.

El Ácido Nítrico es uno de los más fuertes desde el punto de vista iónico. Pero lo que lo caracteriza químicamente es su energía de acción oxidante. La misma se manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el Oro y el Platino, ciertas sales, sustancias orgánicas y en general sobre toda sustancia capaz de oxidarse. Así, una astilla de madera con un punto en ignición, al contacto con el Ácido Nítrico, sigue ardiendo con formación de CO2 y vapores rutilantes.

Este ácido es toxico, muy corrosivo, mancha la piel de amarillo y destruye las mucosas.

Su acción oxidante se intensifica cuando tiene disuelto Peróxido de Nitrógeno que actúa como catalizador; por eso el ácido más energético es el Ácido Nítrico Rojo Ofumante.

Propiedades químicas:

1) Ácido inestable.

Calentado se descompone:

4 HNO3 ------ 4NO2 ^ + 2H2O + O2 ^

En esta descomposición se verifica una oxidación-reducción.

4N + 4e -- 4N (reducción)

2O - 4e --- O2 (oxidación)

el nitrógeno pasa de pentavalente en el óxido nítrico a tetravalente en el óxido de nitrógeno reduciéndose, y el oxígeno pasa de combinado a libre oxidándose.

Esta descomposición la produce mas lentamente la luz por eso, el ácido nítrico debe guardarse en frascos esmerilados.

Los vapores rutilantes se disuelven en el ácido comunicándole al mismo coloración Rojo Pardo.

2) Es un ácido Monoprótico:

por eso solo forma sales neutras: Nitratos.

HNO3 -- [H ]+[NO3 ]

El radical nitrato posee una sola valencia, es decir, monovalente. Al formar sales, hay tantos radicales nitratos como valencias posea el metal.

NaNO3 Nitrato se Sodio

Ca (NO3)2 Nitrato de Calcio

Ba(NO3)2 Nitrato de Bario

Al(NO3)3 Nitrato de Aluminio

El ácido nítrico se disocia muy fácilmente, lo que permite que el mismo actúe sobre los elementos de forma eficaz. En otras palabras, es un ácido muy fuerte, vale decir, muy disociado.

3) Es un fuerte oxidante:

La acción oxidante del ácido nítrico se ejerce sobre los metales y los no metales.

El ácido nítrico concentrado forma los siguientes productos al actuar como oxidante:

2HNO3 2NO2 ^ + H2O + O ^

en cambio, el diluido se descompone así:

2HNO3 2NO^ + H2O + O ^

4) Acción del HNO3 sobre los NO metales:

Con el fósforo, el ácido nítrico actua de esta forma:

10 HNO3 5 N2O5 + 5 H2O

5 N2O5 10 NO + 15 O

15 O + 6 P 3 P2O5

3P2O5 + 9 H2O 6 H3PO4

10 HNO3 + 6 P + 4 H2O 10 NO^ + 6 H3PO4

El proceso Redox es el siguiente:

10 N + 30 e 10 N (se reduce)

6 P - 30 e 6 P (se oxida)

el nitrógeno del ácido pasa a formar parte del óxido nítrico disminuyendo su valencia y reduciéndose.

El fósforo pasa de elemento libre a formar parte de un compuesto donde actúa con valencia +5.

Cede electrones, se oxida.

Con el azufre sucede lo siguiente:

2HNO3 H2O + N2O5

N2O5 2NO + 3 O

3 O + S SO3

SO3 + H2O H2SO4

2HNO3 + S 2NO^ = H2SO4

La ecuación Redox es:

S - 6e S (se oxida)

2N + 6e 2N (se reduce)

5) Reacción del HNO3 con los Metales:

Ataca a todos los metales excepto al Platino y al Oro.

La acción más energética la ejercita el ácido menos concentrado. Con el ácido diluido el cobre reacciona en frió así:

2 HNO3 H2O + N2O5

N2O5 2 NO + 3O

3O + 3 Cu 3 CuO

3 CuO + 6 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 3 H2O

8 HNO3 + 3Cu 4 H2O + 3 Cu(NO3)2 + 2 NO ^

El NO incoloro se une en el aire con el O2 y da vapores rutilantes de NO2

La ecuación de oxidación-reducción es:

2N + 6e 2N (se reduce)

3 Cu - 6e (se oxida)

si el ácido nítrico es concentrado, la reacción es esta:

2 HNO3 H2O + N2O5

N2O5 2 NO2 + O

O + Cu CuO

CuO + 2 HNO3 Cu(NO3)2 + H2O

4 HNO3 + Cu 2 H2O + 2 NO2 + Cu(NO3)2

Reacción del HNO3 sobre la materia orgánica:

Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy corrosivo, ataca las mucosas, en contacto con la piel la colorea de amarillo, esta es una reacción debida a las proteínas de la piel y se llama “Reacción Xantoprotéica”.

Agua Regia:

Una mezcla formada por tres volúmenes de HCl y por una de HNO3 se la llama “Agua Regia” por atacar al Oro y al Platino:

2HNO3 H2O + N2O5

N2O5 2 NO + 3O

3O + 6 HCl 3 H2O + 6 HCl

2 HNO3 + 6 HCl 4 H2O + 2 NO^ + 6 Cl

este Cloro atómico reacciona con el Oro y el Platino.

Aplicaciones del HNO3:

El HNO3 es uno de los ácidos mas importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales.

Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de Birbeland-Eyde) y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de Osdwald, tienen enorme importancia industrial y en particular para la 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 de capital interés al suministrar nitratos minerales en grandes cantidades y a bajo costo.

Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide.

Con el Tolueno da lugar a la formación del TRINITROTOLUENO (T.N.T.) o Trotyl.

Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina.

Con la glicerina constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita.

Se prepara con el ácido piérico y Nitrato de Plata usado en la fotografía.

Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la industria de los colorantes.

Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor aplicación industrial.

Preparación del HNO3

a)Método de Laboratorio:

tratando al Nitrato de Sodio con ácido sulfúrico concentrado. Se aplica aca una de las reglas de Bertholet, pues el ácido 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

Experiencia: obtención del ácido nítrico en el laboratorio.

Se colocan en una retorta 85 gr de Nitrato de Sodio seco y 98 gramos de ácido sulfúrico de 66ºBeaume. Conviene un exceso de Ác. Sulfúrico.

El pico de la retorta debe penetrar profundamente en el cuello del balón. El balón se cubre con un paño y se coloca bajo un chorro de agua fría fuerte que refrigera.

E calienta con cuidado. previamente con una varilla de vidrio se disuelve el ácido para que no quede nada de nitrato seco en contacto con la pared de la retorta, pues esta podría romperse.

Al comienzo se producen vapores rutilantes debido a que se descompone el anhídrido nítrico producto de la deshidratación que el ácido sulfúrico ocasiona en el nítrico.

esta atmósfera roja desaparece y cuando comienza a aparecer de nuevo por descomposición del HNO3 formado por acción de la temperatura, se interrumpe la operación.

Esto debe hacerse al aire libre, con mucha ventilación o en compañía de gases, pues los vapores que se desprenden son muy corrosivos y venenosos.

Este mismo método para la obtención del HNO3 se emplea también en la industria

Método Industrial: “La Síntesis de Oswald”

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 ^

CARBONO

El carbono (del latín: Carbo) es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Como

miembro del grupo de loscarbonoideos de la tabla periódica de los elementos. Es sólido a

temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la

naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma

de grafito odiamante respectivamente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca

de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos

por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

Características

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen,

sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el

diamante) y, desde el punto de vista económico, es de los materiales más baratos (carbón) y

uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse

químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que

puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples.

Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de

las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos

denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la

forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de

compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que

dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de

la energía producida por el Sol.1

Estados alotrópicos

El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Como miembro del grupo de los carbonoideos de la tabla periódica de los elementos. Es sólido a temperatura ambiente. Wikipedia

Símbolo: CConfiguración electrónica: [He] 2s2 2p2Número atómico: 6Electrones por nivel: 2, 4Descubrimiento: 3750 a. C.

Electronegatividad: 2,55Masa atómica: 12,0107 ± 0,0008 u

Ciclo del carbono

El ciclo del carbono es un ciclo biogeoquímico por el cual el carbono se intercambia entre la biosfera, la litosfera, la hidrosferay la atmósfera de la Tierra. Los conocimientos sobre esta circulación de carbono posibilitan apreciar la intervención humana en el clima y sus efectos sobre el cambio climático.

El carbono (C) es el cuarto elemento más abundante en el Universo, después del hidrógeno, el helio y el oxígeno (O). Es el pilar de la vida que conocemos. Existen básicamente dos formas de carbono: orgánica (presente en los organismos vivos y muertos, y en los descompuestos) y otra inorgánica, presente en las rocas.

En el planeta Tierra, el carbono circula a través de los océanos, de la atmósfera y de la superficie y el interior terrestre, en un gran ciclo biogeoquímico. Este ciclo puede ser dividido en dos: el ciclo lento o geológico y el ciclo rápido o biológico.

Suele considerarse que este ciclo está constituido por cuatro reservorios principales de carbono interconectados por rutas de intercambio. Los reservorios son la atmósfera, la biosfera terrestre (que, por lo general, incluye sistemas de agua dulce y material orgánico no vivo, como el carbono del suelo), los océanos (que incluyen el carbono inorgánico disuelto, los organismos marítimos y la materia no viva), y los sedimentos (que incluyen los combustibles fósiles). Los movimientos anuales de carbono entre

reservorios ocurren debido a varios procesos químicos, físicos, geológicos y biológicos. El océano contiene el fondo activo más grande de carbono cerca de la superficie de la Tierra, pero la parte del océano profundo no se intercambia rápidamente con la atmósfera.

El balance global es el equilibrio entre intercambios (ingresos y pérdidas) de carbono entre los reservorios o entre una ruta del ciclo específica (por ejemplo, atmósfera - biosfera). Un examen del balance de carbono de un fondo o reservorio puede proporcionar información sobre si funcionan como una fuente o un almacén para el dióxido de carbono.

Carbono

En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del carbono e información sobre el carbono y otros elementos de la tabla periódica como silicio, boro, nitrógeno o helio.

También aprenderás para qué sirve el carbono y conocerás cuales sus usos a través de sus propiedades asociadas al carbono como su número atómico o el estado habitual en el que se puede encontrar el carbono.

Podrás ver cualidades del carbono como su punto de fusión y de ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí encontrarás información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de electrones en los átomos de carbono y otras propiedades.

Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos mostramos las propiedades que se les atribuyen.

Propiedades del carbono

Una de las propiedades de los elementos no metales como el carbono es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El carbono, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el carbono, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.

El estado del carbono en su forma natural es sólido (no magnético). El carbono es un elmento químico de aspecto negro (grafito) Incoloro (diamante) y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del carbono es 6. El símbolo químico del carbono es C. El punto de fusión del carbono es de diamante: 3823 KGrafito: 3800 K grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del carbono es de grafito: 5100 K grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados.

Usos del carbono

El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el carbono, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:

El uso principal de carbono es en forma de hidrocarburos, principalmente gas metano y el petróleo crudo. El petróleo crudo se utiliza para producir gasolina y queroseno a través de su destilación.

La celulosa, un polímero de carbono natural que se encuentra en plantas, se utiliza en la elaboración de algodón, lino y cáñamo.

Los plásticos se fabrican a partir de polímeros sintéticos de carbono.

El grafito, una forma de carbono, se combina con arcilla para hacer el principal componente de los lápices. El grafito se utiliza también como un electrodo en la electrólisis, ya que es inerte (no reacciona con otros productos químicos).

El grafito se utiliza también como lubricante, como pigmento, como un material de moldeo en la fabricación de vidrio y como moderador de neutrones en los reactores nucleares.

El carbón, otra forma de carbono, se utiliza en obras de arte y para asar a la parrilla (por lo general en una barbacoa). El carbón activado (otra forma de carbono) se utiliza como un absorbente o adsorbente en muchos filtros. Estos incluyen máscaras de gas, purificadores de agua y campanas extractoras de cocina. También puede ser utilizada en medicina para eliminar toxinas, gases o venenos del sistema digestivo, por ejemplo en los lavados de estómago.

El diamante es otra forma de carbono que se utilizan en joyería. Los diamantes industriales se utilizan para perforar, cortar o pulir metales y piedra.

El carbono, en forma de coque, se utiliza para reducir el mineral de hierro en el metal de hierro.

Cuando se combina con el silicio, tungsteno, boro y titanio, el carbono forma algunos de los compuestos más duros conocidos. Estos se utilizan como abrasivos en herramientas de corte y esmerilado.

Propiedades atómicas del carbono

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el carbono dentro de la tabla periódica de los elementos, el carbono se encuentra en el grupo 14 y periodo 2. El carbono tiene una masa atómica de 12,0107 u.

La configuración electrónica del carbono es [He]2s22p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del carbono es de 70 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 67 pm, su radio covalente es de 77 pm y su radio de Van der Waals es de 170 pm. El carbono tiene un total de 6 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones y en la segunda tiene 4 electrones.

Características del carbono

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el carbono.

Carbono

Símbolo químico C

Número atómico 6

Grupo 14

Periodo 2

Aspecto negro (grafito) Incoloro (diamante)

Bloque p

Densidad 2267 kg/m3

Masa atómica 12.0107 u

Radio medio 70 pm

Radio atómico 67

Radio covalente 77 pm

Radio de van der Waals 170 pm

Configuración electrónica [He]2s22p2

Electrones por capa 2, 4

Estados de oxidación 4, 2

Óxido ácido débil

Estructura cristalina hexagonal

Estado sólido

Punto de fusión diamante: 3823 KGrafito: 3800 K K

Punto de ebullición grafito: 5100 K K

Calor de fusión grafito; sublima: 105 kJ/mol kJ/mol

Electronegatividad 2,55

Calor específico 710 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica 61×103S/m

Conductividad térmica 129 W/(K·m)

Elementos relacionados con el carbono

Los siguientes elementos están relacionados con el carbono, bien por proximidad en su número atómico o periodo o bien por su grupo. Haz click en las siguientes imágenes para ver conocer las características de estos elementos que tienen relación con el carbono.

Silicio Boro Nitrógeno Helio

Haz click en el siguiente enlace si quieres comparar las propiedades del carbono con otros elementos de la tabla periódica.

HIDROGENO

GENERALIDADES.En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el químico británico Henry Cavendish demostró en 1766 que se formaba en la reacción del ácido sulfúrico con los metales y, más tarde, descubrió que el hidrógeno era un elemento independiente que se combinaba con el oxígeno para formar agua. El químico británico Joseph Priestley lo llamó ‘aire inflamable’ en 1781, y el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier le dio finalmente el nombre de hidrógeno.Con un número atómico igual a 1, el hidrógeno es el más simple de todos los átomos y el elemento que forma más compuestos, y como la mayoría de los gases es diatómico, pero se disocia en átomos libres a altas temperaturas.Se conocen tres isótopos del hidrógeno 1H, 2H (deuterio, D) y 3H (tritio, T). Aunque los efectos isotópicos son los mayores en el caso del hidrógeno, lo cual justifica el uso de nombres diferentes para los dos isótopos más pesados, las propiedades químicas del H, D, T son esencialmente idénticas excepto en materias tales como velocidades y constantes de equilibrio de las reacciones.

a.

o La molécula de hidrógeno, en condiciones usuales, es un gas incoloro, inodoro e insípido.o Es la molécula más pequeña que se conoce.o Su densidad es = 76 Kg./m3, y su densidad como gas es = 273 Kg./L.o Tiene gran rapidez de transición de las moléculas a la fase gaseosa de ahí la ausencia casi

total del hidrógeno en la atmósfera terrestre.o Gran facilidad de difusión y efusión.o Buena conductividad calorífica.o Estado de gas casi perfecto, lo que origina bajas temperaturas de licuefacción y fusión.o Punto de fusión es de 14025 K.o Punto de ebullición es de 20268 K.b. Propiedades físicas:o Su peso atómico es de 1.00974 uma.o Su estado de oxidación son +1, -1.o Para completar su nivel de valencia captura un electrón a fin de producir el anión H .ˉ

o Las combinaciones con metales alcalinos y alcalinotérreos excepto Be y Mg., son esencialmente enlaces iónicos.

o Con los no metales son enlaces del tipo covalente.o Con los elementos de transición son con enlaces metálicos.o El H+, salvo en el estado gaseoso, en la química siempre se encuentra asociado por

ejemplo: H3O (catión oxonio).o Tiene una estructura cristalina hexagonal.

o Económicamente soluble en agua y la solubilidad no es afectada por la temperatura.o El hidrógeno reacciona con la mayoría de los elementos.

ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA.El hidrógeno en estado libre sólo se encuentra en muy pequeñas cantidades en la atmósfera, aunque se estima que el 90% del universo visible esta compuesto de hidrógeno. En combinación con otros elementos se encuentra ampliamente distribuido en la Tierra, en donde el compuesto más abundante e importante del hidrógeno es el agua, H2O. El hidrógeno se halla en todos los componentes de la materia viva y de muchos minerales. También es parte esencial de todos los hidrocarburos y de una gran variedad de otras sustancias orgánicas. Todos los ácidos contienen hidrógeno; una de las características que define a los ácidos es su disociación en una disolución, produciendo iones hidrógeno (véase Ácidos y bases).El hidrógeno es con mucho el elemento más abundante en el universo, pero es muy escaso en la Tierra. En términos de masa, este constituye sólo alrededor del 0.9% de la corteza terrestre, lo que lo coloca muy por abajo en la lista de los elementos abundantes. En términos de número de átomos sin embargo, el hidrógeno es muy abundante.En una muestra de corteza terrestre tomada al azar, hay:5330 átomos de oxígeno por cada 10,000 átomos1590 átomos de silicio por cada 10, 000 átomos1510 átomos de hidrógeno por cada 10,000 átomosLa mayor parte del hidrógeno de la Tierra se encuentra combinado con oxígeno, en forma de agua. Casi todos los compuestos derivados de los organismos vivos contienen H. Las grasas, almidones, azúcares y proteínas contienen hidrógeno. El petróleo y el gas natural también contienen mezclas de hidrocarburos (compuestos de hidrógeno y carbono).

COMPUESTOS DE HIDRÓGENO.Hidruros.Los compuestos binarios de hidrógeno reciben el nombre genérico de hidruros. El hidrógeno, que forma compuestos binarios con la mayor parte de los elementos, tiene una electronegatividad un poco mayor que la mediana de la electronegatividad de todos los elementos de la tabla periódica.Por ello, el hidrógeno se comporta como un no metal débilmente electronegativo y forma compuestos iónicos con metales muy electropositivos, y compuestos covalentes con todos los no metales. Además, el hidrógeno forma hidruros metálicos con algunos de los metales de transición.Hidruros Iónicos.Son sólidos blancos y se forman únicamente con los metales más electropositivos. Estos cristales iónicos contienen el catión del metal y el ión Hidruro (H+). Tienen puntos de fusión muy elevados.Estos son compuestos esencialmente covalentes y moleculares: HCl, NH3, CH4, H2OEl enlace entre el hidrógeno y los no metales posee un carácter iónico parcial, que va en función de la electronegatividad del no metal.Esta electronegatividad y, de ahí, el carácter iónico disminuye dentro de un grupo partiendo de arriba hacia abajo. HˉClˉes más iónico, por ejemplo, que HI. En forma correlativa, se comprueba que la estabilidad de los compuestos formados decrece (HCl es más estable que HI, y como consecuencia son menos ácidos).Los enlaces intermoleculares son débiles y disminuyen cuando la masa molecular disminuye. Si, por ejemplo, se representan las temperaturas de ebullición normales de algunos derivados hidrogenados de los no metales en función de su período, se comprueba que esta regla cualitativa se verifica bien salvo en HF, H2O y NH3 para los cuales los valores extrapolados se encuentran muy por debajo de los valores experimentales.Se puede demostrar la existencia de este anión con la electrolisis del hidruro de litio (LiH) en cloruro de litio (LiCl) fundido. Durante este proceso se desprende hidrógeno en el ánodo:

Todos estos hidruros son muy reactivos; por ejemplo, producen dihidrógeno en presencia de humedad:

Los hidruros pueden utilizarse como agentes reductores al calentarse, el hidruro de sodio reacciona con tetracloruro de silicio para producir silano SiH4, un gas incoloro y flamable:

Hidruros no metálicos.El hidrógeno forma compuestos que contienen enlaces covalentes con todos los no metales (excepto los gases nobles) y con los metales muy poco electropositivos como el galio y el estaño.Casi todos los hidruros covalentes simples son gases a temperatura ambiente, hay tres categorías de hidruros covalentes:

o Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es casi neutro.o Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es considerablemente positivo.o Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es un poco negativo.

En la mayor parte de los hidruros covalentes el hidrógeno es casi neutro. A causa de su baja polaridad, la única fuerza intermolecular entre estas moléculas es la dispersión, por ello estos hidruros covalentes son gases con puntos de ebullición muy bajos.Hidruros metálicos.Se forman hidruros metálicos cuando el hidrógeno reacciona con metales de transición. La naturaleza de estos compuestos es compleja. Son los electrones libres los que les confieren el lustre metálico y la elevada conductividad eléctrica a estos compuestos. La densidad del hidruro metálico suele ser menor que la del metal puro a causa de cambios estructurales en la red cristalina metálica y los compuestos casi siempre son quebradizos. También la conductividad eléctrica de los hidruros metálicos suele ser más baja que la del metal progenitor.Casi todos los hidruros metálicos se pueden preparar calentando el metal con hidrógeno a presión elevada y altas temperaturas, el hidrógeno se libera otra vez como gas.Muchas aleaciones ((Ni5La) pueden absorber y liberar cantidades copiosas de H. Sus densidades de protones exceden incluso al H(l), propiedad que los hace muy interesantes por la posibilidad de usarlos para almacenar hidrógeno.Formula N de Stock N. sistemática

NaH Hidruro de sodio Mono hidruro de sodio

BeH Hidruro de berilio Mono hidruro de berilio

FeH2 Hidruro ferroso Dihidruro de hierro

FeH3 Hidruro férrico Trihidruro de hierroÁcidos Binarios (hidrácidos).Los hidrácidos están compuestos por hidrógeno y otro elemento no metálico. Sin embargo no todos los compuestos binarios de hidrógeno son ácidos. Cuando vemos las fórmulas como CH4 o NH3 comprendemos que normalmente no se considera que estos compuestos sean ácidos.Los ácidos son sustancias que contienen hidrógeno, los cuales liberan iones hidrógeno cuando se disuelven en agua.Los ácidos binarios más comunes son los ácidos halo hídricos (hidrácidos), cuyos valores de pKa se muestran en la tabla 2.

ÁCIDO pKaEnergía de enlace

HFac +3 565

HClac -7 428

HBrac -9 362

HIac -10 295Con su pKa (constante de acidez) positiva, el HF es obviamente un ácido mucho más débil que los otros tres. Todos los demás son ácidos muy fuertes, y se ionizan casi totalmente.El HI es el más fuerte; por tanto, tiene el pKa más negativo.Oxácidos.Los oxácidos son compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y no metal. Estos se obtienen por combinación de un anhídrido (óxido ácido) con el agua. Estos compuestos además, al disolverse en agua aumentan la concentración de iones hidronio (H3O) en la solución.PUENTES DE HIDRÓGENO.El puente de hidrógeno es la fuerza intramolecular que actúa entre las moléculas de agua, es decir, este funciona como un enlace débil entre dos moléculas polares.Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno ( F-H, O-H, N-H ).Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares.Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal. Los compuestos con mayor capacidad para formar puentes de hidrógeno son los más electronegativos como N, O y F.Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido.Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los peces y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.El hidrógeno es un elemento fundamental en los organismos vivos. De hecho, la existencia de la vida depende de dos propiedades especificas del hidrógeno: la cercanía de las electronegatividades del carbono y el hidrógeno y su capacidad para formar puentes cuando esta unido de forma covalente con N y O. La baja polaridad del enlace C-H contribuye a la estabilidad de los compuestos orgánicos en nuestro mundo tan reactivo químicamente. Por ejemplo: los lípidos, las proteínas, en el DNA y RNA.

MÉTODOS DE OBTENCIÓN.

En la actualidad, se emplean tres métodos:o La conversión de metano (gas natural) que, hoy en día, suministra el tonelaje más

importante, o sea, alrededor del 70%;o La extracción de gases de coque;o La electrolisis del agua.o La conversión del metano se puede efectuar con vapor de agua sobre un catalizador según

las reacciones endotérmicas siguientes:

o Los gases de coque son un subproducto de la fabricación del coque metalúrgico. Su composición es de alrededor del 50% de H2, 25% de CH4; 10% de CO; 7% de N2, con un poco de etano, etileno, CO2 y H2S, etc..

Después de la eliminación de las impurezas empleando métodos químicos con la ayuda absorbentes apropiados, o físicamente por licuefacción parcial, se utiliza la mezcla de H2―N2 después del ajuste de las proporciones para la síntesis del amoníaco. Asimismo es posible quemar ese gas a fin de recuperar energía.

o Electrolisis de agua, en soluciones acuosas, permite, obtener hidrógeno puro pero costoso. Ésta se práctica en Noruega con soluciones de aproximadamente 30% de hidróxido de sodio o de potasio (2.2 V, alrededor de 100° C, 4.7 kWh por m3 de H2 en el cátodo). La electrolisis de soluciones de cloruro de sodio también produce en el cátodo H2, subproducto de Cl2.

El hidrógeno se puede almacenar en estado liquido o en estado gaseoso comprimido entre 150 o 200 bar, en tubos de acero. En algunos caso, es posible transportarlo a través de gaseoductos.OBTENCIÓN EN LABORATORIO:En un frasco de 2 bocas se pone una granalla de Zinc y se vierte por el tubo de seguridad ácido sulfúrico diluido.La reacción se expresa por la ecuación siguiente:

A medida que la reacción se produce, puede observarse que la cantidad de Zinc disminuye, y cuando la reacción ha terminado, si se evapora el líquido restante, se obtienen cristales blancos de un nuevo cuerpo, el sulfato de zinc (Zn2SO4).Puede sustituirse el ácido sulfúrico por una solución de HCl, y entonces la reacción es:

El residuo es entonces ZnCl2 . En lugar de zinc se puede emplear hierro o aluminio.El gas desprendido se recoge en una probeta llena de agua, que se coloca invertida en la boca del tubo de desprendimiento, dentro de una cuba de agua.Antes de recoger el hidrógeno en la cuba de agua, o de intentar un experimento cualquiera, conviene dejar el aparato algunos instantes, para que el aire contenido en el frasco haya sido enteramente desplazado por el hidrógeno que se desprende.Existen aparatos que permiten regular el desprendimiento del gas (aparato de Kipp) (Fig.)

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR.

La Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) postula la combinación de orbitales atómicos de diferentes átomos para formar orbitales moleculares, de manera que los electrones de estos átomos pertenecen a la molécula considerada como un todo. La TOM describe mejor la distribución de la nube electrónica y las propiedades magnéticas.Los orbitales moleculares, al igual que los híbridos, se pueden considerar como una mezcla de los orbitales atómicos se combinan para producir dos orbitales atómicos producen dos orbitales moleculares. Uno de estos orbitales moleculares es un orbital enlazante con un nivel de energía menor al de cada uno de los orbitales atómicos; el otro es un orbital antienlazante con un nivel de energía superior al de cada uno de los orbitales atómicos.Al solaparse los orbitales se puede sumar o restar la densidad electrónica de las áreas de solape. Cuando se suma el solape se aumenta la densidad electrónica entre los núcleos, dando lugar a una condición de enlace más estable y a un orbital molecular. Este orbital molecular se le llama orbital molecular enlazante.Por el contrario, cuando se resta el solape se disminuye la densidad electrónica entre los núcleos. Esto conduce a una condición menos estable en donde los núcleos se repelen y el orbital resultante tiene mayor energía que cualquiera de los orbitales atómicos que lo componen. Este orbital se le conoce como orbital molecular antienlazanteSi los orbitales que se mezclan son s, entonces los orbitales moleculares que se forman se

representan como . La siguiente figura muestra unas gráficas simplificadas de la densidad electrónica de los orbitales atómicos y de los orbitales moleculares resultantes.

En el caso del orbital s , la densidad electrónica entre dos núcleos aumenta respecto a la que existe entre dos átomos independientes. A la inversa, en el caso del orbital s *, la densidad electrónica entre los núcleos disminuye, y los núcleos parcialmente expuestos causan una repulsión electrostática entre los dos átomos.Cuando los átomos están separados por una distancia infinita, no hay atracción ni repulsión; por tanto, en esas condiciones se puede considerar que tienen un estado energético cero. Al acercarlos con electrones en orbitales enlazantes se produce una disminución de energía como consecuencia de la atracción electrostática.Este punto representa la longitud de enlace normal de la molécula. A esa separación, la fuerza de atracción entre el electrón de un átomo y el núcleo del otro átomo está equilibrada exactamente por la repulsión entre los dos núcleos. Cuando los átomos se acercan aún más, la fuerza de repulsión entre los núcleos aumenta y la energía del orbital enlazante comienza a crecer. Para los electrones del orbital antienlazante no hay un mínimo de energía, la repulsión electrostática aumenta continuamente a medida que los núcleos parcialmente expuestos se acercan más y más.Otra forma de visualizar a los dos tipos de orbitales moleculares es consiste en considerarlos como combinaciones de onda. Cuando las funciones de onda electrónicas de los átomos participantes se traslapan en una interferencia constructiva, se forma un orbital

enlazante. Por otra parte, la interferencia destructiva corresponde a un orbital antienlazante.Se hacen las siguientes aseveraciones generales de los orbitales moleculares:

o Para que los orbitales se traslapen, los signos de los lóbulos que se superponen deben ser iguales.

o Siempre que dos orbitales atómicos se mezclan, se forman se forman dos orbitales (uno es enlazante y el otro antienlazante). El primero siempre es de más baja energía que el antienlazante.

o Para que se mezclen los orbitales atómicos deben de ser de energía similar.o Máximo pueden contener dos electrones (espín ½ y – ½).o La configuración electrónica de una molécula se puede construir con la configuración

Aufbau para llenar en secuencia los orbitales moleculares de más baja energía.o Cuando los electrones se colocan en orbitales moleculares diferentes de igual energía, la

disposición en paralelo (regla de Hund) es la de menor energía.o El orden de enlace de una molécula se define como el no. de pares de

enlazantes menos el no. de pares antienlazantes.

La molécula de Hidrógeno.Siempre que dos orbitales atómicos se traslapan, se forman dos orbítales moleculares. Así, el traslape de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno para formar H2 produce 2 orbitales moleculares.El orbital molecular de más baja energía del H2 concentra la densidad electrónica de los dos núcleos de hidrógeno y es el orbital molecular de enlace. Este orbital molecular en forma de salchicha es el resultado de sumar los dos orbitales atómicos de modo que las funciones de onda de dichos orbitales se intensifiquen mutuamente en la región del enlace, por lo tanto es más estable. Al concentrar la densidad electrónica entre los núcleos, el orbital molecular de enlace mantiene los átomos unidos en un enlace covalente.Mientras que en el orbital molecular antienlazante, en lugar de intensificarse mutuamente en la región entre los núcleos, los orbitales atómicos se cancelan en esta región, y la mayor densidad electrónica está en lados opuestos de los núcleos. Así, este orbital molecular excluye electrones de la región precisa en la que se debe formar un enlace. Un electrón que está en este orbital molecular es repelido de la región del enlace y por tanto es menos estable (tiene mayor energía) que cuando está en el orbital 1s de un átomo de hidrógeno.Orden y Estabilidad de Enlace:El orden de enlace es un criterio para juzgar la estabilidad de una molécula; se define como la mitad del número de electrones de los orbitales enlazantes menos la mitad del número de los orbitales antienlazantes.

Por lo general, el orden de enlace corresponde al número de enlaces determinado por la Teoría de Enlace de Valencia. Mientras mayor sea el orden de enlace de una molécula o ión diatómico más estable será. Del mismo modo podemos concluir que a mayor orden de enlace, menor longitud de enlace y mayor energía de enlace.La energía de enlace se define como la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces. Por lo tanto, implica cuán fuerte es un enlace; y a la vez nos proporciona información sobre la longitud del enlace; mientras más fuerte es un enlace; menor será su longitud.

NITROGENO

Propiedades del nitrógeno

Una de las propiedades de los elementos no metales como el nitrógeno es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El nitrógeno, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el nitrógeno, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.

El estado del nitrógeno en su forma natural es gaseoso. El nitrógeno es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del nitrógeno es 7. El símbolo químico del nitrógeno es N. El punto de fusión del nitrógeno es de 63,14 grados Kelvin o de -209,01 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del nitrógeno es de 77,35 grados Kelvin o de -194,8 grados celsius o grados centígrados.

Usos del nitrógeno

El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro, insípido e inerte por lo general (no reactivo). Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el nitrógeno, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:

El nitrógeno se utiliza para conservar los alimentos envasados al detener la oxidación de los alimentos que hace que se estropeen.

Las bombillas pueden contener nitrógeno como una alternativa más barata al argón.

El gas nitrógeno se utiliza a menudo en la parte superior de los explosivos líquidos para evitar que se detonen.

El nitrógeno se usa para producir muchas piezas eléctricas tales como transistores, diodos y circuitos integrados.

El nitrógeno líquido se utiliza para la conservación (llamado criopreservación, debido a la baja temperatura) de la sangre y otras muestras biológicas. También se utiliza para enfriar los detectores de rayos X y las unidades centrales de procesamiento en los ordenadores cuando están calientes.

El nitrógeno es un componente de casi todas las drogas farmacológicas. El gas de la risa (óxido nitroso) se puede utilizar como un anestésico.

Propiedades atómicas del nitrógeno

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el nitrógeno dentro de la tabla periódica de los elementos, el nitrógeno se encuentra en el grupo 15 y periodo 2. El nitrógeno tiene una masa atómica de 14,0067 u.

La configuración electrónica del nitrógeno es [He] 2s2 2p3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del nitrógeno es de 65 pm, su radio atómico o radio de Bohr

es de 56 pm, su radio covalente es de 75 pm y su radio de Van der Waals es de 155 pm. El nitrógeno tiene un total de 7 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones y en la segunda tiene 5 electrones.

Características del nitrógeno

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el nitrógeno.

Nitrógeno

Símbolo químico N

Número atómico 7

Grupo 15

Periodo 2

Aspecto incoloro

Bloque p

Densidad 1.2506 kg/m3

Masa atómica 14.0067 u

Radio medio 65 pm

Radio atómico 56

Radio covalente 75 pm

Radio de van der Waals 155 pm

Configuración electrónica [He] 2s2 2p3

Electrones por capa 2, 5

Estados de oxidación +-3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte)

Estructura cristalina hexagonal

Estado gaseoso

Punto de fusión 63.14 K

Punto de ebullición 77.35 K

Calor de fusión 0.3604 kJ/mol

Temperatura crítica 126,19 K

Presión crítica 3.39 MPa Pa

Electronegatividad 3,04

Calor específico 1040 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica __ 106S/m

Conductividad térmica 0,02598 W/(K·m)

CONCLUSIÓN

Al finalizar nuestra investigación sobre el ácido sulfúrico pudimos apreciar su gran relevancia tanto dentro de nuestra vida cotidiana (pinturas, papel, detergentes, etc.), como para la economía nacional, por su indispensable participación en la obtención del cobre, ya que Chile y más específicamente CODELCO es el mayor productor de dicho metal en el mundo.

Es un elemento importante en todas las industrias químicas del mundo. También juega un papel clave en la preparación de productos pertenecientes los 50 más importantes de la industria de la química orgánica, tales como: ácido fosfórico, sulfato de amonio, sulfato de aluminio, dióxido de titanio y sulfato de sodio.

Por todo lo antes mencionado podemos afirmar que el ácido sulfúrico es la mayor base de la química orgánica.

BIBLIOGRAFÍA

Colección Apuntes: Química nº 6.

Enciclopedia Encarta 2000.

“ Química orgánica ”: Recio del Bosque y Francisco Higinio.

“ Gran enciclopedia de la ciencia”.

“ Gran enciclopedia Salvat”.

Informativo empresa Harting S.A.

“Química moderna y sus aplicaciones en la industria chilena”: Julio Castro Sánchez.

“Química II”: Severiano Herrera.

“Química I Medio”: Lorenzo Villagra.

www.monografías.com: Manual de normas de seguridad para el manejo del ácido sulfúrico. www.codelco.com/educa : Proceso de lixiviación.