Ácido sulfúricoSaltar a: navegación, búsqueda

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Ácido sulfúrico

Ácido sulfúrico

Ácido sulfúrico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

General

Otros nombres

Tetraoxosulfato (VI) de hidrógenoAceite de vitrioloLicor de vitrioloEspíritu de vitriolo

Fórmula semidesarrollada

H2SO4

Identificadores

Número CAS 7664-93-91

Propiedades físicas

Estado de agregación Líquido

Apariencia Líquido aceitoso incoloro

Densidad 1800 kg/m 3 ; 1.8 g/cm 3

Masa molar 98,08 g/mol

Punto de fusión 283 K (10 °C)

Punto de ebullición 610 K (337 °C)

Propiedades químicas

Acidez −3; 1.99 pKa

Solubilidad en agua Miscible

Termoquímica

ΔfH0líquido -814 kJ/mol

Peligrosidad

NFPA 704 032

COR

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula es H2S O 4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.

Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

La molécula presenta una estructura piramidal, con el átomo de azufre en el centro y los cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución, estos hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el anión sulfato.

Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de calor.

Contenido

1 Historia 2 Formación del ácido

o 2.1 Proceso de cámaras de plomo o 2.2 Proceso de contacto

3 Aplicaciones 4 Índice de estabilidad económica nacional 5 Precauciones 6 Véase también 7 Referencias 8 Enlaces externos

Historia

El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo VIII y el alquimista Jabir ibn Hayyan. Fue estudiado después, en el siglo IX por el alquimista Ibn Zakariya al-Razi, quien obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de sulfato de hierro (II) (FeSO4) con agua y sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calentados, estos compuestos se descomponen en óxido de hierro (II) y óxido de cobre (II), respectivamente, dando agua y óxido de azufre (VI), que combinado produce una disolución diluida de ácido sulfúrico. Este método se hizo popular en Europa a través de la traducción de los tratados y libros de árabes y persas por alquimistas europeos del siglo XIII como el alemán Albertus Magnus.

Los alquimistas de la Europa medieval conocían al ácido sulfúrico como aceite de vitriolo, licor de vitriolo, o simplemente vitriolo, entre otros nombres. La palabra vitriolo deriva del latín “vitreus”, que significa cristal y se refiere a la apariencia de las sales de sulfato, que también reciben el nombre de vitriolo. Las sales denominadas así incluyen el sulfato de cobre (II) (o ‘vitriolo azul’ o ‘vitriolo romano’), sulfato de zinc (o ‘vitriolo blanco’), sulfato de hierro (II) (o ‘vitriolo verde’), sulfato de hierro (III) (o ‘vitriolo de Marte’), y sulfato de cobalto (II) (o ‘vitriolo rojo’).

El vitriolo era considerado la sustancia química más importante, y se intentó utilizar como piedra filosofal. Altamente purificado, el vitriolo se utilizaba como medio para hacer reaccionar sustancias en él.

En el siglo XVII, el químico alemán-holandés Johann Glauber consiguió ácido sulfúrico quemando azufre con nitrato de potasio (KNO3), en presencia de vapor. A medida que el nitrato de potasio se descomponía, el azufre se oxidaba en SO3, que combinado con agua producía el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico londinense utilizó este método para empezar a producir ácido sulfúrico en grandes cantidades.

En 1746 en Birmingham, John Roebuck empezó a producirlo de esta forma en cámaras de plomo, que eran más fuertes y resistentes y más baratas que las de cristal que se habían utilizado antes. Este proceso de cámara de plomo, permitió la efectiva industrialización de la producción de ácido sulfúrico, que con pequeñas mejoras mantuvo este método de producción durante al menos dos siglos.

El ácido obtenido de esta forma, tenía una concentración de tan solo 35-40%. Mejoras posteriores, llevadas a cabo por el francés Joseph-Louis Gay-Lussac y el británico John Glover consiguieron aumentar esta cifra hasta el 78%. Sin embargo, la manufactura de algunos tintes y otros productos químicos que requerían en sus procesos una concentración mayor lo consiguieron en el siglo XVIII con la destilación en seco de minerales con una técnica similar a la de los alquimistas precursores. Quemando pirita (disulfuro de hierro) con sulfato de hierro a 480 °C conseguía ácido sulfúrico de cualquier concentración, pero este proceso era tremendamente caro y no era rentable para la producción industrial o a gran escala.

En 1831, el vendedor de vinagre Peregrine Phillips patentó un proceso de conseguir óxido de azufre (VI) y ácido sulfúrico concentrado mucho más económico, ahora conocido como el proceso de contacto. Actualmente, la mayor parte del suministro de ácido sulfúrico se obtiene por este método.

Formación del ácido

El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido (62%-78% H2SO4). El proceso de contacto produce un ácido más puro y concentrado, pero requiere de materias primas más puras y el uso de catalizadores costosos. En ambos procesos el dióxido de azufre (SO2) es oxidado y disuelto en agua. El óxido de azufre (IV) es obtenido mediante la incineración de azufre, tostando piritas (Disulfuro de hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la combustión de sulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso. Historicamente existió otro método anterior a estos, pero hoy en desuso, el proceso del vitriolo.2

Proceso de cámaras de plomo

En el proceso de cámaras de plomo el dióxido de azufre (SO2) gaseoso caliente entra por la parte inferior de un reactor llamado torre de Glover donde es lavado con vitriolo nitroso (ácido sulfúrico con óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2) disueltos en él), y mezclado con óxido de nitrógeno (NO) y óxido de nitrógeno (IV) (NO2) gaseosos. Parte de óxido de azufre (IV) es oxidado a óxido de azufre (VI) (SO3) y disuelto en el baño ácido para formar el ácido de torre o ácido de Glover (aproximadamente 78% de H2SO4).

De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI), óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxígeno y vapor) es transferida a una cámara recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es acumulado en el piso del la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie, donde los gases pasan por cada

una de las cámaras en sucesión. El ácido producido en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante, contiene de 62% a 68% de H2SO4.

Luego de que los gases pasaron por las cámaras se los hace pasar a un reactor llamado torre de Gay-Lussac donde son lavados con ácido concentrado enfriado (proveniente de la torre de Glover). Los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre que no haya reaccionado se disuelven en el ácido formando el vitriolo nitroso utilizado en la torre de Glover. Los gases remanentes son usualmente liberados en la atmósfera

Proceso de contacto

Artículo principal: Proceso de contacto.

El proceso se basa en el empleo de un catalizador para convertir el SO2 en SO3, del que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación.

En este proceso, una mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10% de SO2, según la fuente de producción de SO2 (el valor inferior corresponde a plantas que tuestan piritas y el superior a las que queman azufre), y de un 11 a 14% de O2, se precalienta y una vez depurada al máximo, pasa a un convertidor de uno o más lechos catalíticos, por regla general de platino o pentóxido de vanadio (V2O5), donde se forma el SO3. Se suelen emplear dos o más convertidores.

Los rendimientos de conversión del SO2 a SO3 en una planta en funcionamiento normal oscilan entre el 96 y 97%, pues la eficacia inicial del 98%3 se reduce con el paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más acusado en las plantas donde se utilizan piritas de partida con un alto contenido de arsénico, que no se elimina totalmente y acompaña a los gases que se someten a catálisis, provocando el envenenamiento del catalizador. Por consiguiente, en ocasiones, el rendimiento puede descender hasta alcanzar valores próximos al 95%.

En el segundo convertidor, la temperatura varía entre 500 y 600 °C. Esta se selecciona para obtener una constante óptima de equilibrio con una conversión máxima a un coste mínimo. El tiempo de residencia de los gases en el convertidor es aproximadamente de 2-4 segundos.

Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100 °C aproximadamente y atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción parcial de SO3. Los gases residuales atraviesan una segunda torre, donde el SO3 restante se lava con ácido sulfúrico de 98%. Por último, los gases no absorbidos se descargan a la atmósfera a través de una chimenea.

Existe una marcada diferencia entre la fabricación del SO2 por combustión del azufre y por tostación de piritas, sobre todo si son arsenicales. El polvo producido en el proceso

de tostación nunca puede eliminarse en su totalidad y, junto con las impurezas, principalmente arsénico y antimonio, influyen sensiblemente sobre el rendimiento general de la planta.

La producción de ácido sulfúrico por combustión de azufre elemental presenta un mejor balance energético pues no tiene que ajustarse a los sistemas de depuración tan rígidos forzosamente necesarios en las plantas de tostación de piritas.

Aplicaciones

La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. El nitrosulfato amónico es un abono nitrogenado simple obtenido químicamente de la reacción del ácido nítrico y sulfúrico con amoniaco.4

Otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de explosivos, detergentes, plásticos y fibras.

En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia prima indirecta y pocas veces aparece en el producto final.

En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio. Cantidades más pequeñas se utilizan para producir superfosfatos y sulfato de amonio. Alrededor del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de fertilizantes.

Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se utilizan como medio de reacción en procesos químicos orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la industria petroquímica se utiliza para la refinación, alquilación y purificación de destilados de crudo.

En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido fluorhídrico.

En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento del acero, cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la purificación y plateado de metales no ferrosos.

Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles, fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.

En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más importante es el sulfuro que se incorpora a través de la sulfonación orgánica, particularmente en la producción de detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico son las baterías, aunque la cantidad que contienen es muy pequeña.

En Colombia su uso y comercialización están bajo vigilancia del Ministerio de Justicia y del Derecho al ser utilizado como precursor químico en la fabricación de cocaína.

Índice de estabilidad económica nacional

Es de aceptación universal que la salud económica de una nación puede ser determinada mediante su capacidad de producción y consumo neto de ácido sulfúrico. No es de sorprendernos que una de las razones primordiales de los impactos económicos de la globalización responde al aumento sin precedente de consumo per cápita de los países de lejano y medio oriente. El crecimiento explosivo del consumismo por parte de la nueva China y sus países colindantes ha demandado el consumo de la producción mundial de ácido sulfúrico. Como consecuencia de la gran demanda sobre los recursos disponibles de ácido, ha resultado un aumento sin precedentes en los precios.

Al inicio del año 2007, el precio promedio de una tonelada de ácido sulfúrico era de US$ 80 por tonelada métrica. En junio de 2008, el índice promedio de ácido había experimentado un aumento histórico de US$400 en países de Centroamérica y Sudamérica y $600 la tonelada en Norteamérica.

Como consecuencia de la dramática alza en el costo del ácido, nuevos proyectos han dado origen a considerar su producción mediante la extracción de fuentes minerales, reciclaje y mejoras a la refinería de petróleo crudo con alto contenido de azufre. El alza en el costo del ácido ha sido el responsable del alza en el costo de todo producto de consumo después del aumento a consecuencia del alza en el precio de energía.

Precauciones

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua y la mayor temperatura de ebullición del ácido. El ácido se puede calentar a más de 100ºC lo cual provocaría la rápida ebullición de la gota. En caso de añadir agua al ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.5 6

Véase también

Ácido sulfúrico fumante Sulfatos

Referencias

1. ↑ Número CAS2. ↑ http://www.indec.cl/man_asp.html3. ↑ «Manufactura de Ácido sulfúrico».4. ↑

http://www.agronotas.es/A55CA3/Agronotas.nsf/v_postid/7E0463D937111981C125755700394031

5. ↑ «Control y prevención de accidentes con ácido sulfúrico».

6. ↑ «Ácido sulfúrico concentrado y agua».

Enlaces externos

ATSDR en Español - ToxFAQs: Anhídrido sulfúrico y ácido sulfúrico ATSDR en Español - Resumen de Salud Pública: Anhídrido sulfúrico y ácido

sulfúrico Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España : Ficha

internacional de seguridad química del ácido sulfúrico. Proyección del mercado de ácido sulfúrico en Chile hasta el 2015 (pdf) Manufactura de Ácido Sulfurico (Artículo sobre el proceso a nivel industrial por

Ing. José E. Calderon CS Group ) (pdf) Datos de Precio de Ácido Sulfurico en el mercado del Caribe y Centro America

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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.

Esta reacción es exotérmica y también reversible (es decir, que no llega a completarse), la temperatura de entrada del gas a cada a paso del convertidor debe mantenerse en el nivel correcto con el fin de conseguir la conversión requerida. El gas es enfriador entre cada paso para mantener la temperatura correcta de entrada a cada paso.

Después del segundo paso el gas pasa a través del intercambiador caliente de paso intermedio, el cual enfría el gas y también sirve para precalentar el gas que retorna de la torre de absorción intermedia hacia el cuarto paso de catalizador. Después del tercer paso el gas es conducido a la torre barredora (para extraerle el selenio), y luego a la torre de absorción intermedia, donde el SO3 que contiene el gas es absorbido en Ácido Sulfúrico del 98%. El gas es enfriado antes de la torre en el intercambiador frío; el intercambiador frío de paso intermedio también sirve para calentar el gas que retorna de la torre de absorción intermedia, para lograr la temperatura correcta al cuarto paso. El SO2 que queda en el gas es luego convertido en SO3 en el cuarto paso, el gas que sale del convertidor pasa a través del economizador supercalentador, donde es enfriado antes de pasar a la torre de absorción final, donde el SO3 remanente es absorbido en Ácido Sulfúrico del 98%.

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 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.

Almacenamiento y manipulación:

Evitar el contacto del ácido con el agua.

Almacenar separado de carburos, cloratos, fulminatos, nitratos, picratos, metales en polvo, materiales oxidantes y combustibles.

Evitar el contacto con el ácido.

Almacenar en un lugar aislado, no expuesto a la luz solar y bien ventilado.

Almacenar en envases de fierro o polietileno, protegiéndolo de la humedad.

Nexo entre el ácido sulfúrico y el cobre

El ácido sulfúrico cumple un rol importantísimo en la producción del cobre, ya que participa en una etapa de su proceso de obtención, llamada Lixiviación cuyo objetivo es limpiar de impurezas y concentrar el contenido del cobre.

La lixiviación es un proceso hidrometalúrgico que permite obtener el cobre de los minerales oxidados que lo contienen, aplicando una disolución de ácido sulfúrico y agua. Este proceso se basa en que los minerales oxidados son sensibles al ataque de soluciones ácidas.

A través de un sistema de riego por goteo y de los aspersores, se vierte lentamente una solución ácida de agua con ácido sulfúrico en la superficie de las pilas de cobre (el metal chancado). Esta solución se infiltra en la pila hasta su base, actuando rápidamente. La solución disuelve el cobre contenido en los minerales oxidados, formando una solución de sulfato de cobre, la que es recogida por el sistema de drenaje, y llevada fuera del sector de las pilas en canaletas impermeabilizadas.

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.

Introducción

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 orgánica.

De este elemento 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 del cobre.

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.

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.

Los volcanes y el ácido sulfúrico

Las erupciones volcánicas, los despliegues más espectaculares de energía de la Tierra, son mecanismos de formación de grandes partes de la corteza terrestre. El manto superior de la Tierra, bajo la capa externa, está prácticamente fundido. Un pequeño incremento de calor, como el que se genera por el movimiento de una capa bajo la otra fundirá la roca. La roca fundida, denominada magma, se eleva a la superficie y es la responsable de algunos tipos de erupciones volcánicas.

Los volcanes también constituyen una fuente fundamental de contaminantes atmosféricos. Un volcán activo emite gases, líquidos y sólidos. Los gases son principalmente N2, CO2, HCl, HF, H2S y vapor de agua. Son los compuestos que contienen azufre los que tienen interés aquí.

Se cree que los volcanes constituyen la fuente de cerca de dos tercios del azufre emitido a la atmósfera. Los depósitos de azufre elemental son visibles en las pendientes cercanas al sitio de erupción del monte Santa Elena, cuya última erupción tuvo lugar en 1980. A altas temperaturas el sulfuro de hidrógeno gaseoso emitido por el volcán se oxida en el aire:

2H2S (g) + 3O2 (g) 2SO2(g) + 2H2O (g)

El SO2 se reduce con más H2S del volcán para producir azufre elemental:

2H2S (g) + SO2 (g) 3S (s) + 2H2O (l)

Las erupciones volcánicas contribuyen al efecto de largo alcance en las condiciones climáticas. La tremenda fuerza de la erupción lleva a una cantidad apreciable de gas a la estratosfera, donde oxida el SO2 a SO3. Cuando el SO3 reacciona con el vapor de agua, forma un aerosol de ácido sulfúrico. (Un aerosol es una suspensión gaseosa de finas partículas sólidas o líquidas). Como la estratosfera está arriba de los patrones climáticos, es muy estable, y las nubes de aerosol pueden persistir frecuentemente por más de un año. Los aerosoles de ácido sulfúrico absorben parte de la radiación solar, y el efecto neto es una disminución en la temperatura de la superficie terrestre. Sin embargo, este efecto de enfriamiento es local más que global, ya que depende de la ubicación y frecuencia de las erupciones volcánicas.

La lluvia ácida.

Tan severo es el efecto de la lluvia ácida, que los especialistas en medio ambiente la han denominado “lepra de las piedras”.

Cada año son millonarias pérdidas en dólares que en el mundo se registran por los daños en las construcciones, monumentos, tierras de cultivo, forestales y en organismos acuáticos en todo el mundo.

El dióxido de azufre (SO2) y en menos grado los óxidos de nitrógenos provenientes de los vehículos motorizados son los responsables de que el agua de lluvia sea levemente ácida.

En las erupciones volcánicas también contribuyen en la emanación de SO2. Además, muchos metales están combinados con S, por lo que en el proceso de extracción del metal, cuando es necesario fundir o tostar los minerales para formar el óxido del metal se libera el SO2:

2 ZnS(s) + 3 O2 2ZnO(s) + 2SO2 (g)

Si bien es cierto, los procesos de fundición representan una importante fuente de SO2, el principal aporte contaminante del SO2 proviene de la quema de combustibles fósiles en la industria, las plantas termoeléctricas y los hogares. El contenido de S en el carbón mineral varía entre un 0.5% a un 5% en masa.

En otros combustibles, como el petróleo, el contenido es variable dependiendo de la procedencia del mismo. Sin embargo, los compuestos de nitrógeno que contiene el petróleo, se transformarán en óxidos de nitrógeno que acidificarán el agua de lluvia.

El SO2 reacciona con ozono (O3) en la tropósfera para generar anhídrido sulfúrico (SO3):

SO2(g) + O3(g) SO3 (g) + O2(g)

También ocurre la siguiente reacción:

3SO2(g) + O3(g) 3SO3(g)

El SO3 se transforma en H2SO4 con el H2O de lluvia. De esta manera se explica como la lluvia ácida corroe las construcciones de piedra caliza y mármol. (CaCO3), precisamente el material con el que se construyeron las más notables obras arquitectónicas y escultóricas que la humanidad ha heredado de las civilizaciones clásicas. La reacción que representa este proceso es:

CaCO3 (s) + H2SO4(ac) CaSO4 (s) + H2O (l) + CO2(g)

En forma directa el dióxido de azufre también corroe al carbonato de Calcio:

2CaCO3(s) + 2SO2 (g) + O2(g) 2CaSO4(s) + 2CO2 (g)

¿Cómo reducir los efectos de contaminación del SO2?

Se han descrito dos formas:

1. Directamente eliminando el S de los combustibles fósiles antes de quemarlos, aunque resulta difícil implementar por razones tecnológicas.

2. Eliminándolo a medida que se forma. En este caso, se inyecta piedra caliza en polvo en el horno de la planta junto al carbón. A elevada temperatura se genera la siguiente reacción:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2 ( )

Piedra caliza cal viva

De esta forma, la cal viva (CaO) reacciona con el dióxido de azufre (SO2) y forma sulfito de Ca (CaSO3) y algo de sulfato de Ca (CaSO4):

CaO(s) + SO2(g) CaSO3 (s)

2CaO (s) + 2SO2(s) + O2(g) 2CaSO4 (s)

Para eliminar el SO2 sobrante, se inyecta una suspensión de cal viva a la cámara de purificación, antes de que los gases se liberen por la chimenea.

Otro proceso eficaz para reducir las emanaciones de SO2 es instalar una planta de ácido sulfúrico anexa a la planta de refinación de minerales metálicos.

La figura es una imitación en el laboratorio, de una fábrica de ácido sulfúrico.

A : Es un tubo de combustión con azufre; equivale a los hornos de las piritas de la industria.

B : Probeta con fragmentos de cok; equivale a la torre de Glower o desnitrificante.

C, D y E : Balones multitubulados; equivalen a las cámaras de plomo. En la C hay una cápsula con ácido nítrico fumante, para que dé vapores nitrosos. En la industria, este ácido cae en cascada en la primera cámara.

A dichos balones llega por los tubos m, n, o, una mezcla de aire y vapor de agua (precedente de un matraza que no representa la figura), y regulable por pinzas.

En la industria hay surtidores de agua en la primera y segunda cámara.

F : Probeta de cok, equivalente a la torre de Gay-Lussac en la industria.

G : Tubo que lleva a la trompa o aspirador; equivale a la chimenea de tiro de las fábricas.

Índice

Página

Índice......................................................................................................................... 3

Definición de ácido sulfúrico. Propiedades físicas y químicas................................. 4-5

Historia del ácido sulfúrico....................................................................................... 6

Procesos de obtención de ácido sulfúrico. Absorción de selenio y producción de

Óleum........................................................................................................................ 7-13

Modelo de industria de ácido sulfúrico en laboratorio.............................................. 14

Principales usos del ácido sulfúrico.......................................................................... 15-16

Nexo entre el ácido sulfúrico y el cobre................................................................... 17

Peligros para la salud de las personas....................................................................... 18-19

Lluvia ácida.............................................................................................................. 20-21

Relación entre los volcanes y el ácido sulfúrico..................................................... 22

Conclusión.............................................................................................................. 23

Bibliografía............................................................................................................ 24

AmonioSaltar a: navegación, búsqueda

Modelo de bolas y varillas del catión amonio.

Para otros usos de este término, véase Amonio (desambiguación).

El catión amonio es un catión poliatómico cargado positivamente, de fórmula química NH4

+. Tiene una masa molecular de 18,05 y está formado por la protonación de amoníaco (NH3). El ion resultante tiene una pKa de 9,25. Los nombres amonio y aminio también son nombres generales para las aminas sustituidas protonadas o cargadas positivamente, y los cationes amonio cuaternario N+R4, donde uno o más átomos de hidrógeno son reemplazados por grupos alquilo (que pueden ser simbolizados como R).

Contenido

1 Química 2 Iones de amonio sustituidos 3 Biología 4 Véase también 5 Referencias

Química

Humos de ácido clorhídrico y amoníaco formando una nube blanca de cloruro de amonio.

El amoníaco es una base débil: reacciona con ácidos de Brønsted (donantes de protones) para producir el ion amonio. Cuando se disuelve amoníaco en agua, una cantidad significativa de él reacciona con los iones hidronio en el agua para producir iones amonio. El ion amonio resultante es un ácido conjugado comparativamente fuerte, y reacciona con cualquier base, regenerando la molécula de amoníaco neutra. En solución acuosa, el grado en que el amoníaco forma ion amonio depende del pH de la solución.

El par electrónico libre en el nitrógeno (N) en el amoníaco está representado como un par de puntos. Este par de electrones forma el enlace con el catión hidronio H+.

En el ion amonio, el átomo de nitrógeno forma cuatro enlaces covalentes, en vez de tres como en el amoníaco, formando una estructura que es isoelectrónica a la molécula de metano y, en consecuencia, es energéticamente favorable.

La formación de los compuestos de amonio también puede suceder en la fase de vapor; por ejemplo, cuando vapores de amoníaco entran en contacto con vapores de cloruro de hidrógeno, se forma una nube blanca de cloruro de amonio, que eventualmente se deposita como una capa delgada de sólido sobre las superficies. Los cationes amonio se asemejan a los metales alcalinos como el Na+ o el K+ y puede ser encontrado en sales como el bicarbonato de amonio, cloruro de amonio, y nitrato de amonio. Las sales de amonio más simples son muy solubles en agua.

La reducción del catión amonio libera gas amoníaco e hidrógeno:

Los radicales de amonio pueden disolverse en mercurio para formar una amalgama. Prácticamente puede llevarse a cabo mediante la electrólisis de una solución de amonio con un electrodo de mercurio.1 Esta amalgama se descompone espontáneamente para producir amoníaco e hidrógeno.2

Iones de amonio sustituidos

Cualquier átomo de hidrógeno en el ion amonio puede ser sustituido con un grupo alquilo (u otro radical orgánico) para formar un ion amonio sustituido, también llamado ion aminio. Dependiente del número de grupos de radicales orgánicos, se puede llamar catión de amonio primario, secundario, terciario, o cuaternario. Existen en equilibrio con su respectiva amina sustituida, dependiendo del pH.

Sólo los cationes de amonio cuaternarios están cargados permanentemente. Estos cationes, vg. el catión tetra- n -butilamonio son usados algunas veces para reemplazar a

los iones sodio o potasio e incrementar la solubilidad global de los compuestos en solventes orgánicos, basados en los principios HSAB. Las sales de amonio cuaternario son usados frecuentemente como catalizadores de transferencia de fase por la misma razón.

Un ejemplo de una reacción que forma un ion amonio es la que hay entre la dimetilamina, (CH3)2NH, con un ácido para producir el catión dimetilaminio, (CH3)2NH2

+:

Biología

Artículo principal: Excreción.

Los iones amonio son un producto tóxico de desecho del metabolismo en los animales. En los peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente en el agua. En mamíferos, tiburones, y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea en urea, debido a que es menos tóxica y puede ser almacenada más eficientemente. En aves, reptiles y serpientes terrestres, el amonio metabólico es convertido en ácido úrico, que es sólido, y puede ser excretado con mínimas pérdidas de agua.3

El amonio es tóxico para los humanos en altas concentraciones, y puede causar daños en la mucosa que recubre los pulmones, o quemaduras alcalinas.4