ácido Nítrico - Godetti - 08

ÁCIDO NÍTRICO ALUMNO: EZEQUIEL GODETTI PROFESOR: JUAN PABLO COLOTTA

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HISTORIA DEL ÁCIDO NÍTRICO

Se cuenta que los antiguos egipcios ya conocían el ácido nítrico y que a partir del siglo VIII era usada por los alquimistas con el nombre de “aqua fortis” para separar la plata del oro. Hacia el año 1200 se fabricaba por calcinación del salitre (KNO3), o por tratamiento de dicha sal con vitriolos (mezclas de sulfatos), como alumbre y sulfato de cobre. En 1648, Glauber obtuvo ácido nítrico destilando nitrato de potasio con ácido sulfúrico. En 1776, Lavoisier demostró que contenía oxígeno. En 1784, Cavendish determinó su composición, que fue finalmente establecida por Gay Lussac en 1816. En 1903 se descubre el método del arco eléctrico para la obtención del ácido.(formación de NO por combustión del aire en un arco eléctrico)(Birkeland-Eyde y Schoenherr). A finales del siglo XIX y principios del XX, W. F. Ostwald (1853-1932) pone a punto el método que lleva su nombre para la obtención del ácido nítrico a partir del amoníaco. Ostwald recibió el Premio Nóbel de Química

FÓRMULA Y ESTRUTURAS

PROPIEDADES FÍSICAS DEL ÁCIDO NÍTRICO FÓRMULA: HNO3 ► ESTADO DE AGREGACIÓN (A PRESIÓN NORMAL Y TEMPERATURA AMBIENTE): LÍQUIDO ► PUNTO DE FUSIÓN: -43 ºC ► PUNTO DE EBULLICIÓN: 86 ºC ► DENSIDAD: VARÍA SEGÚN LA CONCENTRACIÓN. A 70% m/m ES DE 1,41 g/cm3. ► SOLUBILIDAD EN AGUA: MISCIBLE EN TODAS LAS PROPORCIONES. ► ES UN LÍQUIDO INCOLORO QUE SE VA OSCURECIENDO CON EL TIEMPO Y QUE PRESENTA UN AROMA CARACTERÍSTICO (ACRE). ► MASA MOLAR: 63,016 g. ►

PROPIEDADES QUÍMICAS 

ES UN ÁCIDO POCO ESTABLE, QUE SE DESCOMPONE SEGÚN LA SIGUIENTE REACCIÓN: 4 HNO3 4 NO2 + O2 + 2H2O

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ES UN ÁCIDO MONOPRÓTICO FUERTE: HNO3 H+ + NO3-

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ES UN FUERTE OXIDANTE. DISUELVE METALES COMO EL COBRE Y LA PLATA: 4 HNO3 + Cu 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

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REACCIONA CON LAS PROTEÍNAS: “REACCIÓN XANTOPROTEICA”. UNA MEZCLA DE HNO3 Y HCl EN RELACIÓN 1:3 FORMA EL AGUA REGIA (ÚNICA MEZCLA QUE

ESTADO NATURAL EL ÁCIDO NÍTRICO SE HALLA EN LA ATMÓSFERA LUEGO DE LAS TORMENTAS ELÉCTRICAS. SE ENCUENTRA EN LA NATURALEZA SOLAMENTE EN FORMA DE SUS SALES: LOS NITRATOS.

USOS GENERALES • •

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SE UTILIZA EN LA FABRICACIÓN DE EXPLOSIVOS, PLÁSTICOS Y PINTURAS. SE EMPLEA TAMBIÉN PARA LA FABRICACIÓN DE ABONOS COMO POR EJ. EL NITRATO DE CALCIO, AMONIO Y POTASIO. SE UTILIZA EN LA INDUSTRIA TEXTIL PARA LA ELABORACIÓN DE COLORANTES. EN LA INDUSTRIA ORGÁNICA SE USA PARA LA FABRICACIÓN DE LA NITROGLICERINA. SE EMPLEA ADEMÁS EN LA

CÓDIGO DE RIESGO

CORROSIVO

COMBURENTE

TÓXICO

COLOR DE CAÑERÍA Y RECIPIENTE POR DONDE CIRCULA Y SE ALMACENA ÁCIDO NÍTRICO: NARANJA.

ALMACENAMIENTO EL ÁCIDO NÍTRICO SE ALMACENA EN TANQUES DE FUNDICIÓN O DE ALUMINIO, O EN VASIJAS DE VIDRIO ESMERILADO O DE BARRO. TAMBIÉN SE LO PUEDE HACER EN CISTERNAS DE ACERO INOXIDABLE.

PRODUCCIÓN DE AC. NÍTRICO EN EL LABORATORIO SE HACE REACCIONAR NITRATO DE SODIO CON ÁCIDO SULFÚRICO CONCENTRADO, OBTENIÉNDOSE EL ÁCIDO NÍTRICO Y SULFATO DE SODIO: 2 NaNO3 + H2SO4

2 HNO3 + Na2SO4

OBTENCIÓN INDUSTRIAL

SE UTILIZA EL MÉTODO DE OSTWALD (OXIDACIÓN DEL AMONÍACO). SE PUEDE DIVIDIR EL PROCESO EN TRES FASES:  4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6H2O (800ºC _ CAT. DE PLATINO).  2 NO + O2 2 NO2 

3 NO2 + H2O

2 HNO3 + NO

DIAGRAMAS DE FLUJO DEL PROCESO

ELABORACIÓN DE HNO3 SEGÚN TEGEDER- MAYER

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EL MÉTODO DE OSTWALD SE DIVIDE EN CINCO PARTES: “COMBUSTIÓN DE NH3”, “ABSORCIÓN ÁCIDA”, “ABSORCIÓN ALCALINA”, “INVERSIÓN DE LOS NITRITOS” “CONCENTRACIÓN” .

COMBUSTIÓN DEL AMONÍACO

Materias primas: Aire y Amoníaco. El oxígeno del aire oxida el amoníaco a NO (forma gases nitrosos) en el horno de contacto a 800-850ºC. Se utiliza una malla de Pt como catalizador. Los gases nitrosos son enfriados en el cambiador de calor y en la caldera.

Cat. de Platino-Rodio

ABSORCIÓN ÁCIDA

La oxidación de NO a NO2 y la formación de ac. Nítrico tiene lugar en grandes torres de absorción en las que el gas las atraviesa en contracorriente, primero a través de ac. nítrico diluido y posteriormente a través de agua. El NO se oxida a NO2 con exceso de aire.

ABSORCIÓN ALCALINA Los gases que contienen pequeños restos de gases nitrosos después de salir de la sexta torre, atraviesan otras dos torres de absorción rociadas con líquidos alcalinos (lechada de cal). Se produce la sig. Reacción: 4NO2 + 2 Ca(OH)2

Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2 H2O

Los gases que salen de 10b todavía contienen 0,05-0,1% de gases nitrosos, pero se dejan escapar al aire porque una absorción completa no sería económica.

INVERSIÓN DE LOS NITRITOS Los nitritos formados en la absorción alcalina se los oxida a nitratos por inyección de aire y adición de ac. nítrico en una torre de inversión (12). Reacción: 3 Ca(NO2)2 + 4 HNO3 3 Ca(NO3)2 + 4 NO + 2 H2O El nitrato se emplea en la fabricación de abonos (14), y otra parte de la disolución de nitrato se puede llevar a la elaboración de la disolución alcalina.

CONCENTRACIÓN

Por destilación, solamente se puede concentrar el ac. nítrico hasta una riqueza del 68%. La concentración de un 97-100% solo se puede lograr utilizando productos capaces de ligar el agua: el más barato es el ac. sulfúrico concentrado. En una columna de destilación se hace llegar ac. nítrico del 50% y ac. sulfúrico concentrado. El HNO3 de alta concentración que destila se condensa en un refrigerante (19) y se recoge en un tanque (20).

MODIFICACIONES DEL MÉTODO

En la mezcla NH3-aire utilizada el porcentaje de NH3 varía entre 9,5 y 11,5%. Hay instalaciones que utilizan O2 puro o aire enriquecido con O2. También se usan distintos catalizadores, por ej., Pt puro, PtRh o masas de contacto de óxido de cobre con óxido de bismuto. En la abs. alcalina se emplean también lejía de sosa o Na2CO3. Las torres de absorción pueden tener pisos o relleno. En la fase de concentración existen instalaciones que trabajan sin agentes deshidratantes y transforman el HNO3 diluido en concentrado con N2O4 y oxígeno, operando a presión en un autoclave. Aunque aquí se consume mucha energía, estas instalaciones igualan en su economía a las otras.

FIN