Compostos inorgànics d'importancia industrial

Química # Amonìac: sìntesi, propietats i aplicacions. Àcid nìtric y sulfùric

  • Enviado por: El remitente no desea revelar su nombre
  • Idioma: catalán
  • País: España España
  • 5 páginas
publicidad
publicidad

8. COMPOSTOS INORGÀNICS D'IMPORTÀNCIA INDUSTRIAL

1. SÍNTESI INDUSTRIAL DE L'AMONÍAC.

1.1 SÍNTESI INDUSTRIAL DE L'AMONÍAC A PARTIR DE N2 I H2.

Actualment el de Haber-Bosch és el mètode industrial més important per a l'obtenció de l'amoníac. La producció per síntesi a partir dels elements nitrogen i hidrogen, segons l'equació:

N2 + 3H2 ___! 2NH3,

és possible si s'utilitzen catalitzadors adequats. Les condicions usuals d'operació en el procés Haber són d'uns 500° i entre 200 i 1000 atm. de pressió, utilitzant catalitzadors de Fe3O4 (amb altres òxids), ja que encara amb aquesta temperatura, la reacció no és ràpida. Així s'aconsegueixen rendiments acceptables en NH3 del 50-70%.

Les nombroses i diferents formes de realitzar la síntesi de l'amoníac es distingeixen per la pressió emprada (entre 100 i 1000 atm.) i per les temperatures de treball (entre 400 i 600°C). Tanmateix tots els mètodes deriven del de Haber-Bosch.

1.2 ASPECTE TERMODINÀMIC: DESPLAÇAMENT DE L'EQUILIBRI DE FORMACIÓ DE L'AMONÍAC EN FUNCIÓ DE LA P I LA T.

Segons el principi de Le Chatelier, desplaçar l'equilibri de formació de l'amoníac en la reacció anterior, s'aconseguirà a baixa temperatura (donat que la reacció és exotèrmica) i a elevada pressió (ja que en la reacció hi ha disminució en el nombre de mols, o siga, disminució del volum).

1.3 ASPECTE CINÈTIC: T I VELOCITAT DE REACCIÓ.

La velocitat de reacció augmenta amb la temperatura, sent massa menuda per davall de 400°. Així, a una temperatura baixa, la velocitat de reacció és extremadament lenta. No hi ha més remei que augmentar la temperatura, doncs açò augmenta molt la velocitat de reacció. Però aleshores, l'equilibri es desplaça cap a l'esquerra, perdent NH3. Per a compensar, el que pot fer-se és augmentar molt la pressió, o també separar contínuament el NH3 a mesura que es forma, la qual cosa s'aconsegueix liquant-lo i reciclant el H2 i N2 que no han reaccionat (i que no es condensen). L'eliminació continua de NH3 desplaça l'equilibri cap a la formació del mateix. Així és possible aconseguir, en conjunt, una conversió quasi del 100%.

2. PROPIETATS I APLICACIONS DE L'AMONÍAC.

2.1 PROPIETATS FÍSIQUES.

A temperatura ambient , l'amoníac pur (NH3) és un gas incolor, d'olor desagradable i picant, el qual condensa a -33'5°C en un líquid incolor i fàcilment movible, i que a -78°C solidifica per a donar cristalls incolors i transparents. En condicions normals (0°C i 760 mmHg) un litre d'amoníac pesa 0'7714 g, aproximadament la meitat del pes d'un litre d'aire.

Encara que una molècula de NH3 conté tres àtoms d'hidrogen, l'amoníac s'inflama difícilment a l'aire però més fàcilment en oxigen pur; una mescla amoníac-aire amb 16-25% de NH3 pot explotar si es posa en contacte amb una flama calenta.

L'amoníac és fàcilment soluble en aigua (i també en alguns dissolvents orgànics, com alcohol, cloroform, acetona i bencé). La solubilitat en aigua és, com en tots els gasos, dependent de la temperatura i de la pressió i tant major quant més elevada és la pressió i més baixa la temperatura. Al dissoldre-lo en aigua, una part de les molècules ho fan com a tal mentre que altra part es combina amb les molècules d'aigua segons:

NH3 + H2O ___! NH4OH (hidròxid amònic).

L'amoníac líquid té propietats molt diferents, paregudes a les de l'aigua, ja que, condueix mal la corrent elèctrica en estat pur i és un bon dissolvent per a moltes substàncies. Les dissolucions de sals en amoníac líquid es separen al evaporar el dissolvent formant cristalls que contenen “amoníac de cristal·lització”, els anomenats amoniacats, per exemple el FeSO4 · 6NH3.

2.2 PROPIETATS QUÍMIQUES.

L'amoníac pot funcionar com a base feble, formant sals amb tots els àcids, les sals amòniques. Aquest comportament es deu al parell d'electrons no enllaçats de la seua molècula, capaç d'unir-se a un protó per un enllaç covalent coordinat.

Les sals amòniques són compostos iònics en els quals existeix l'ió NH4+. El NH4+ pot actuar com a àcid i reacciona amb l'aigua:

NH4+ + H2O ! NH3 + H3O+ ,

és a dir, que les sals amòniques s'hidrolitzen en xicotet grau i les seues dissolucions poden tindre caràcter àcid. Com l'ió NH4+ es transforma fàcilment, cedint un protó, en NH3 que és gasós, les sals amòniques són tèrmicament inestables, descomponent-se al calfar-les en amoníac i l'àcid corresponent.

L'amoníac pot actuar com a reductor de les reaccions redox. A temperatura elevada, l'amoníac s'oxida amb oxigen molecular, procés que pot ocórrer de dues formes:

4NH3 + 3O2 ___! 6H2O + 2N2

4NH3 + 5O2 ___! 6H2O + 4NO

2.3 APLICACIONS.

L'amoníac és una valuosa matèria prima per a la fabricació de nombrosos productes de la indústria pesada, o sobre tot àcid nítric i els seus derivats, sosa, urea, sulfat amònic i altres adobs orgànics i inorgànics, especialment adobs compostos, els quals contenen també àcid fosfòric i sals potàssiques.

El gas amoníac pur s'empra tècnicament en gran quantitat com a medi de refrigeració en màquines frigorífiques. Per a això, el gas amoníac es comprimeix en un compressor, s'elimina la calor de compressió i es deixa expandir l'amoníac comprés i fred, amb la qual cosa cada kg de NH3 líquid provoca una refrigeració de 300 kcal.

3. PROPIETATS I APLICACIONS DE L'ÀCID NÍTRIC.

3.1 PROPIETATS FÍSIQUES.

L'àcid nítric (HNO3) és l'àcid més estable del nitrogen. En forma pura, al 100%, és un líquid clar com l'aigua, d'acció molt corrosiva, que solidifica a -41'3°C i comença a bullir a 86°C amb descomposició, formant-se aigua, oxigen i òxids de nitrogen; els dos últims gasos es desprenen mentre l'aigua permaneix. Aquest procés continua, al mateix temps que augmenta el punt d'ebullició, fins arribar a un àcid de 69'2% que destil·la ja sense descomposició a 121'8°C. Deixant-lo estar sense escalfar, l'àcid nítric pur es descomposa amb despreniment d'oxigen i òxids de nitrogen, com NO2, que donen a l'àcid un color groc rogenc, per la qual cosa se l'anomena “àcid nítric roig fumant”.

L'àcid és miscible amb aigua en totes les proporcions. Com la densitat de l'àcid nítric diluït és proporcional al seu contingut en HNO3, és senzill determinar la concentració amb un aeròmetre.

3.2 PROPIETATS QUÍMIQUES.

L'àcid nítric pot actuar com àcid fort, agent oxidant o agent nitrant.

_El HNO3 és un àcid molt fort:

HNO3 + H2O ___! NO3- + H3O+

per la qual cosa presenta les propietats de neutralitzar a les bases i desplaçar a altres àcids més dèbils. Tanmateix, només en dissolució molt diluïda es mostren aquestes propietats, si no, van acompanyats d'accions oxidants.

_El HNO3 és un potent agent oxidant. El producte a que es redueix depén de la seua concentració, de l'agent reductor amb el que s'enfronte i de la temperatura.

Triant convenientment estos factors és possible obtindre diferents productes de reducció. Amb reductors dèbils, com el coure, els més corrents són NO2 i NO:

Cu + 4 HNO3 (conc.) ___! Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

3Cu + 8 HNO3 (dil.) ___! 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO,

la cosa més normal és que el producte de reducció del HNO3 no siga únic, sinó una mescla de NO2 i NO.

Amb metalls més reductors, com el zinc, el HNO3 diluït es redueix completament fins NH4+:

4Zn + 10 HNO3 ___! 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

L'àcid sulfúric concentrat i calent és capaç d'oxidar alguns metalls als seus oxoàcids superiors. D'aquest mode, converteix el iode en HIO3, el sofre en H2SO4, el carboni en CO2 i el fòsfor en H3PO4. Per exemple:

P4 + 10HNO3 + H2O ___! 4H3PO4 + 5NO2 + 5NO

Per esta acció oxidant, l'àcid nítric concentrat i fred no ataca a alguns metalls més actius que l'hidrogen (Al, Cr, Sn, etc.), degut a que es forma una fina capa compacta d'òxid que protegeix la superfície del metall.

En canvi, dissol fàcilment a metalls amb potencials de reducció positiu (Bi, Cu, Ag, Hg, etc.) sense despreniment d'hidrogen. Els metalls més nobles, com l'or i platí, són insolubles en àcid nítric o clorhídric concentrats, degut a que els seus potencials normals de reducció són majors que el de HNO3, en aquest cas al HNO3 se l'anomena “aigua de separació”; però es dissolen en una mescla d'ambdós en proporció 3:1 (en volum), respectivament, que, per aquest motiu es denomina “aigua regia”.

_L'àcid nítric reacciona també amb les substàncies orgàniques, donant productes de gran interés, alguns d'ells són utilitzats com explosius.

Aquestes reaccions són de dos tipus. Les dos es produeixen amb pèrdua d'aigua. En un cas, es reemplacen àtoms d'hidrogen de la molècula orgànica per grups nitro, _NO2, i en l'altre, es substitueixen grups hidroxil per grups nitrat, _NO3.

3.3 APLICACIONS.

L'àcid nítric és un dels productes químics pesats més importants en les indústries inorgàniques i orgàniques i presenta una multiplicitat d'aplicacions.

S'empra en gran quantitat per a la fabricació dels distints adobs nitrats com nitrat de calci, nitrat de calci i amoni, nitrat amònic, KNO3 per a pólvora negra, etc. També es necessita àcid nítric per a decapat de metalls. S'utilitzen també grans quantitats en la indústria orgànica per a la fabricació dels seus èsters (nitroglicerina, nitrocel·lulosa) i especialment derivats nitrats d'hidrocarburs aromàtics. Per a açò s'empra en mescla amb àcid sulfúric concentrat com a “mescla nitrant”.

Aquest procés s'anomena nitració, i els nitrocompostos tenen un paper d'importància en la indústria orgànica.

4. PROPIETATS I APLICACIONS DE L'ÀCID SULFÚRIC.

4.1 PROPIETATS FÍSIQUES.

L'àcid sulfúric del 100% (H2SO4) és a temperatura ambient un líquid incolor i inodor, clar com l'aigua i dens, oliós. Té un punt de fusió de 10°C i un punt d'ebullició de 338°C, però a aquesta temperatura es desprén un poc de SO3, per la qual cosa el contingut àcid disminueix fins 98'3%. L'àcid sulfúric és miscible amb aigua en totes les proporcions i amb fort despreniment de calor. Al diluir no es deu afegir mai aigua sobre l'àcid sulfúric concentrat, sinó que s'afegeix lentament i amb bona agitació sobre l'aigua.

Per altra banda, l'àcid sulfúric pot absorbir grans quantitats de SO3. El SO3, triòxid de sofre, és l'anhidro de l'àcid sulfúric. És un compost cristal·lí que sublima a temperatura ambient, per la qual cosa hi ha que conservar-lo en recipients tancats.

4.2 PROPIETATS QUÍMIQUES.

L'àcid sulfúric és un àcid fort. En dissolució diluïda, la primera etapa de la seua dissociació és quasi completa, però després, la dissociació de l'ió bisulfat, HSO4-, és relativament xicoteta. Té, doncs, totes les reaccions típiques dels àcids: amb metalls actius desprenent H2, amb hidròxids i òxids bàsics, formant sals (sulfats), etc. Com el punt d'ebullició de l'àcid sulfúric és més elevat que el dels altres àcids comuns, s'utilitza per a l'obtenció d'aquestos. La reacció és un desplaçament de l'àcid a obtindre, des d'una de les seues sals. Per a això, es calfa la sal amb sulfúric concentrat, a una temperatura inferior a la d'ebullició del sulfúric, però superior a la de l'altre àcid:

NaCl + H2SO4 ___! NaHSO4 + HCl !

Al ser un àcid dipròtic, dona lloc a dos tipus de sals, els sulfats neutres i els sulfats àcids, hidrogenosulfats o bisulfats. Les dissolucions d'estos últims, al contindre l'ió àcid HSO4-, tenen caràcter àcid, mentre que els sulfats donen dissolucions neutres, ja que l'ió SO42- és una base tan dèbil que pràcticament no s'hidrolitza.

L'àcid sulfúric concentrat i calent actua com agent oxidant, reduint-se a SO2. Així pot dissoldre metalls:

2H2SO4 + Cu ___! CuSO4 + 2H2O + SO2 !

També ataca a alguns no metalls:

2H2SO4 + C ___! 2H2O + CO2 ! + 2SO2 !

2H2SO4 + S ___! 2H2O + 3SO2 !

Tanmateix, no pot atacar a altres metalls més nobles(Ag, Au, Pt). Dels metalls no nobles el plom és especialment resistent a l'àcid sulfúric, donat que resisteix al sulfúric de fins 80% a temperatures de 90°C.

Degut a la seua afinitat per l'aigua, el sulfúric és un fort deshidratant. No només absorbeix l'aigua lliure, secant substàncies que estiguen humides, sinó que fins i tot pot arrancar els elements de l'aigua de altres compostos. Substàncies orgàniques , com el sucre, paper, fusta, cotó, etc., són carbonitzades pel sulfúric.

4.3 APLICACIONS.

Dins de les seues aplicacions (l'àcid sulfúric és el més emprat en la tècnica) anomenarem només algunes. Quasi la meitat de l'àcid produït s'usa en les indústries d'adobs, per exemple per a disgregar els fosfats, preparació de sulfats, etc., aproximadament un 10% en la indústria orgànica, per preparar productes intermedis, per exemple per a sulfurar, com a àcid de nitració, en mescla amb nítric, etc.; altre 10-20% va a la indústria de la seda artificial, per exemple en banys de precipitació; la resta es distribueix entre moltes fabricacions i altres usos tècnics, com ara netejar, acidular, acumuladors, com a deshidratant, etc.