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INDICE

 

 

1.- MOLECULA. ENLACES

 

2.- PROPIEDADES

 

a)    Propiedades físicas

 

b)    Propiedades químicas

 

c)     Algunos compuestos importantes del ácido nítrico

 

3.- OBTENCION

 

a)    Utilización en el laboratorio

 

b)    Obtención en la industria

 

c)     Peligros. Ficha de seguridad química

 

4.- REACCIONES QUE CONTIENEN ACIDO NITRICO

 

5.- APLICACIONES INDUSTRIALES

 

6.- PELIGRO EN EL ARTICO POR EL AGUJERO EN LA CAPA DE OZONO DEBIDO A LAS NUBES DE HIELO Y ACIDO NÍTRICO

 

 

 

 

 

1.- MOLÉCULA. ENLACES

 

 

        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.

 

        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 amoniaco. Ostwald recibió el Premio Nóbel de Química en 1909.

 

        La molécula de ácido nítrico está compuesta en la proporción de un átomo de Hidrógeno, un átomo de Nitrógeno y tres átomos de Oxígeno y tiene como fórmula química, según las recomendaciones de la IUPAC, HNO3.

 

        En cuanto a su nomenclatura le corresponden las siguientes:

 

Sistema tradicional: Ácido Nítrico

Sistema Stock: Ácido Trioxonítrico (V)

 

        También se conoce con los nombres de ácido azótico, ácido septónico, ácido nitroso deflogisticado, ácido nitroso fumante de Glauber, agua fuerte y Espíritu de nitro.

 

        Según el método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), los pares electrónicos enlazantes y solitarios establecerán aquella disposición espacial que haga que las repulsiones sean mínimas.

 

        Se define un número estérico, para el átomo central de una molécula, como suma del número de pares solitarios (si hay un electrón desapareado, cuenta como un par) que posee un átomo y del número de átomos enlazados al mismo. A cada número estérico le corresponde una determinada geometría:

 

 

Número estérico

Forma geométrica

2

Lineal

3

Trigonal plana

4

Tetraédrica

5

Bipirámide trigonal

6

Octaédrica

7

Bipirámide pentagonal

 

 

        Cuando existen pares solitarios la forma geométrica es la de menor energía, teniendo en cuenta que las repulsiones par solitario – par solitario son mayores que las de par solitario – par enlazante. Para elegir entre varias opciones sólo es necesario considerar repulsiones a 90º en las que intervengan pares solitarios.

 

        Los ángulos de enlace se modifican con respecto a los de las formas “regulares” cuando la magnitud de las repulsiones de los pares distribuidos alrededor del átomo central son distintas, debido a:

 

·        la presencia de pares solitarios

·        diferentes átomos enlazados al átomo central

·        distintos órdenes de enlace

 

        Así pues, y bajo las consideraciones expuestas pasamos a definir la geometría molecular del ácido nítrico:

 

 

Cuadro de texto: ESTRUCTURA DE LEWIS

 

 

 

Observamos en esta molécula dos átomos centrales: el nitrógeno y el átomo de oxígeno enlazado al hidrógeno, tal que:

 

Nitrógeno: Geometría plana trigonal

estérico: 3

 

 

 

 

       

 

       

 

Cuadro de texto: Oxígeno: Geometría tetraédrica
Nº estérico: 4

 

 

 

Así pues la geometría de la molécula de ácido nítrico siguiendo la teoría VSEPR será la siguiente:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

        De modo que el color rojo representa al oxígeno, el azul representa al nitrógeno y el gris al hidrógeno.

 

        En cuanto a los enlaces podemos observar en la estructura de Lewis que su número total es cinco: tres sencillos y un doble enlace.

 

        Encontramos en esta molécula tres híbridos sp2, de los cuales dos de ellos se dan mediante un enlace simple entre el nitrógeno y el oxígeno (enlace σ) y otro entre el nitrógeno y el oxígeno en un doble enlace (enlace π). Además hay un enlace sencillo entre uno de los oxígenos y el átomo de hidrógeno que presenta una hibridación sp mediante una disposición lineal de ambos con un enlace σ.

 

        En cuanto a los ángulos de enlace:

 

        Plano trigonal (átomo central nitrógeno) : 120º

        Tetraédrica (ángulo central oxígeno): 109º

 

2.- PROPIEDADES

 

a) Propiedades físicas

 

        El ácido nítrico es un líquido incoloro que hierve a 81,4 ºC y solidifica a -41,6 ºC.

 

        Es soluble en agua en todas sus proporciones, formando con ella una mezcla de punto de ebullición constante (121,9 ºC) constituida por un 69% de HNO3 y el resto de agua.

 

        Es fumante al aire cuando está concentrado y frecuentemente presenta un cierto color amarillento – rojizo, como consecuencia de los óxidos de nitrógeno que lleva en disolución (ácido nítrico rojo fumante).

 

        Es tóxico y en contacto con la piel produce graves quemaduras de lenta y difícil curación.

 

        El siguiente cuadro resume las constantes físicas más significativas del ácido nítrico:

 

 

 

Fórmula

HNO3

Masa molecular

63,016

Densidad (g/cm3)

1,52

Temperatura ebullición

81,4 ºC

Temperatura solidificación

-41,6 ºC

Solubilidad en agua

Miscible en todas proporciones

Presión de vapor

62 mm/Hg (25 ºC)

Indice de refracción

1,3970 (25 ºC)

Viscosidad

0,761 cp (25 ºC)

 

 

 

 

 

 

 

 

b) Propiedades químicas

 

         El ácido nítrico es una sustancia relativamente poco estable que al calentarlo destila a 86 ºC con descomposición parcial, según la siguiente reacción:

 

4HNO3 --à 4NO2 + 2H2O + O2

 

fenómeno que también ocurre en presencia de la luz; de ahí que deba conservarse en frascos topacio para evitar la descomposición.

 

        Disuelto en agua es un ácido monoprótico fuerte que se ioniza, en base a la teoría de Arrhenius, según:

 

HNO3 --à H+ + NO3-

 

y en base a la teoría de Brönsted:

 

HNO3 + H2O --à NO3- + H3O+

 

donde HNO3 y H3O+ son ácidos fuertes, y H2O y NO3- son bases débiles.

 

        En disoluciones diluidas (para disminuir la acción oxidante) reacciona con las bases (óxidos e hidróxidos), originando sales:

 

HNO3 + NaOH --à NaNO3 + H2O

2HNO3 + Ca(OH)2  --à  Ca(NO3) + 2H2O

 

        Frente a ácidos más fuertes que él actúa como base, originando el nitroílo. Por ejemplo, el ácido sulfúrico actúa sobre el nítrico caliente, según la reacción:

 

2H2SO4 + HNO3 --à NO2+ + HSO4- + H3O+

 

        Junto con el sulfúrico y el clorhídrico, también fuertes, el ácido nítrico, es uno de los más comunes y útiles. Es un agente oxidante fuerte. El estado de oxidación que el nitrógeno adquiere realmente al reducirse depende de varios factores, incluyendo la concentración del ácido nítrico, la actividad del agente reductor y la temperatura.

 

 

 

       

 

        Incluso en disolución diluida es un oxidante enérgico, acción que manifiesta más acusadamente si está en disolución concentrada.

 

        En disolución concentrada suele formar NO2:

 

2HNO3 --à 2NO2 + H2O + O

 

y en disolución diluida NO:

 

2HNO3 --à 2NO + H2O + 3O

 

        El ácido nítrico, concentrado y caliente, es capaz de oxidar a ciertos no metales a sus ácidos más superiores:

 

·        Oxida al azufre a ácido sulfúrico:

 

S + 6HNO3 --à H2SO4 + 2H2O + 6NO2

 

·        Oxida al fósforo a ácido fosfórico:

 

3P+ 5HNO3 + 2H2O --à 3H3PO4 + 5NO

 

·        Oxida al yodo a ácido yódico:

 

3I2 + 10HNO3 --à 6HIO3 + 2H2O + 10NO

 

 

 

c) Algunos compuestos importantes del ácido nítrico

 

 

Agua regia

 

        Es una mezcla formada por acido clorhídrico y ácido nítrico concentrados, en la relación 3/1:

 

 

HNO3 + 3HCl --à Cl2 + ClNO + 2H2O

 

 

       

 

 

        La denominación de agua regia proviene de los alquimistas que la utilizaban para disolver oro y platino.

 

        El proceso de obtención es el siguiente:

 

1.- Oxidación de amoniaco por aire u oxígeno con catalizador de platino. La oxidación por aire desprende un 60% de ácido. La concentración se realiza:

 

 

a)    Por destilación con ácido sulfúrico

 

b)    Por destilación extractiva con nitrato magnésico, ó

 

c)     Por neutralización del ácido débil con ceniza de sosa, evaporando hasta secar y tratándolo con ácido sulfúrico. Este método da como subproducto torta de nitro sintético (NaHSO4)

 

2.- Oxidación a alta presión de peróxido de nitrógeno (desprende 98% del ácido)

 

3.- Reacción del nitrógeno y oxígeno en reactores nucleares; se dice que se producen dos toneladas de ácido nítrico a partir de un gramo de uranio enriquecido. No se usa comercialmente.

 

        Las principales aplicaciones industriales del agua regia se exponen en el apartado de aplicaciones industriales (pto. 5)

 

 

ACIDO NITRICO FUMANTE

 

 

        Hay principalmente dos tipos de ácido nítrico fumante:

 

1)   Ácido nítrico fumante blanco

 

Contiene más de 97,5% de ácido nítrico, menos de 2% de agua y menos de 0,5% de óxidos de nitrógeno. Es un líquido incoloro o amarillo pálido que humea fuertemente. Se descompone por la luz o temperaturas elevadas, se vuelve de color rojo por el dióxido de nitrógeno.

 

 

 

 

 

2)   Ácido nítrico fumante rojo

 

Contiene más del 86% de ácido nítrico, aproximadamente de 6% a 15% de óxidos de nitrógeno (como dióxido de nitrógeno) y menos del 5% de agua.

 

 

        Ambos se obtienen a partir del ácido nítrico diluido, dióxido de nitrógeno y oxígeno.

 

        Las principales aplicaciones industriales del ácido nítrico fumante se exponen en el apartado de aplicaciones industriales (pto. 5).

 

 

3.- OBTENCIÓN

 

a)  Utilización en el laboratorio

 

         Su utilización en el laboratorio es como agente valorante en volumetrías de neutralización. En este tipo de reacciones (reacciones de neutralización) se utilizan soluciones tituladas de ácidos o bases para determinar la concentración de iones: OH- o H+, liberados al disolver la muestra problema en agua. Como reactivos valorantes siempre se emplean ácidos y bases fuertes.

 

        La utilización del ácido nítrico está muy limitada debido al carácter fuertemente ácido y oxidante del mismo. En el caso excepcional de utilizarlo como reactivo valorante se usará el HNO3 concentrado comercial que debe estar libre de impurezas. Pero también se puede preparar una solución de concentración conocida para lo que se prepara una solución de concentración aproximada por dilución de un volumen determinado del reactivo comercial, y se procede a su titulación con una solución patrón primario. Los patrones primarios más utilizados en acidimetría son: Na2CO3, oxalato sódico (Na2c2O4), borax (B4O7Na210H2O), yodato potásico (KIO3).

 

        Lo más normal es que este ácido sea sustituido por otros como: ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido perclórico (HCl, H2SO4, HClO4) para usarlos como reactivos.

 

        Valorantes, según el caso:

 

-         El HCl es el de mayor utilidad, debido a la estabilidad de sus soluciones diluidas, y a la formación de cloruros solubles con la mayoría de los cationes.

-         En el caso de tener una solución caliente o cuando se necesita hervir la misma en un exceso de ácido, para valorar posteriormente por retroceso se utiliza el H2SO4. Esto se debe a que es un reactivo mucho fijo que el HCl.

-         En el caso de que haya cationes metálicos que precipiten con alguno de los reactivos anteriores, se utiliza el HClO4. Aunque su uso es en contadas ocasiones.

 

 

 

b)  Obtención en la industria

 

        Hasta los años de la Primera Guerra Mundial se obtenía por descomposición con H2SO4 con NaNO3 (Nitrato de Chile). Este proceso viene determinado por la reacción:

 

 

NaNO3 + H2SO4 --à NaHSO4 + HNO3

 

y si tiene lugar a temperatura elevada es:

 

2NaNO3 + H2SO4 --à Na2SO4 + HNO3

 

        Este método, que antiguamente era considerado como industrial, actualmente está en desuso.

 

        Método de Ostwald.- Descubierto por Wilhelm Ostwald entre finales del siglo XIX y principios del siglo XX.

 

        Consiste en el tratamiento de amoniaco con diez veces su volumen de aire (aprox.) previamente calentado a 600 ºC, en presencia de platino, que actúa como catalizador según el siguiente esquema:

 

 

 

        Comienza con la introducción de una mezcla de NH3 y O2 (Aire) a través de un catalizador de Platino calentando a 600 ºC. Enfriando el NO producido, se óxida y pasa a NO2, que se desproporciona por reacción con agua caliente en HNO3 y NO (si se emplease agua fría, en vez de NO se formaría primero el HNO2 que a su vez se desproporciona lentamente:

 

2HNO2 --à HNO3 + 2NO + H2O

 

dando al final los mismos productos que con H2O caliente).

 

        El NO producido se aprovecha reciclándolo y oxidándolo de nuevo para producir mas ácido nítrico.

 

        Las tres etapas del proceso son:

 

4NH3 + 5O2 --à 4NO + 6H2O                               (1)

 

2NO + O2 --à 2NO2                                            (2)

 

3NO2 + H2O (caliente) --à 2HNO3 + NO                (3)

 

 

        El HNO3 así obtenido se concentra por destilación, hasta que se obtiene una disolución de punto de ebullición constante (mezcla azeotrópica); que es el ácido nítrico concentrado comercial (contiene 68% de HNO3, aproximadamente 15 M y de densidad 1,4 grs/cm3).

 

 

 

 

                oxidación        oxidación   enfriamiento+agua

NH3 ---------à NO ---------à NO2 ---------à HNO3 + NO

                Catalizador          aire        |                                |

                                                        ß-- oxidación (aire) ß-       

 

 

(ESQUEMA PROCESO OSTWALD)

 

 

 

 

 

 

 

c)   Peligros. Ficha de seguridad química.

 

        El ácido nítrico es muy agresivo. Sus vapores son altamente tóxicos y de olor desagradable. El mejor antídoto para este caso es el oxígeno.

 

        En contacto con la piel puede provocar graves quemaduras en el caso del ácido nítrico fumante, pero en el comercial a quemaduras superficiales no llega a más de originar manchas amarillentas muy duraderas.

 

        Por ingestión, la dosis letal oscila entre 5 y 8 gramos de HNO3 al 60%. Los antídotos son las lechadas de cal y magnesio, la leche y el aceite.

 

        Origina un gran riesgo de incendio en contacto con materias orgánicas.

 

        El IPCS (Programa Internacional de Seguridad de las Sustancias Químicas) recoge todos estos riesgos y recomendaciones en las fichas internacionales de seguridad química con las cuales se etiquetan los continentes de estas sustancias químicas. En el caso del HNO3, la ficha de seguridad química correspondiente es la siguiente:

 

 

ACIDO NITRICO
HNO3

Masa molecular: 63.0
CAS: 7697-37-2
RTECS: QU5775000
ICSC: 0183
NU: 2031
CE: 007-004-00-1

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TIPOS DE
PELIGRO/
EXPOSICION

PELIGROS/SINTOMAS
AGUDOS

PREVENCION

LUCHA CONTRA INCENDIOS/
PRIMEROS AUXILIOS

INCENDIO

No combustible, pero facilita la combustión de otras sustancias (véanse Notas).

NO poner en contacto con sustancias inflamables. NO poner en contacto con compuestos orgánicos o combustibles.

En caso de incendio en el entorno: no utilizar espuma.

EXPLOSION

Riesgo de incendio y explosión en contacto con compuestos orgánicos.

 

En caso de incendio: mantener fríos los bidones y demás instalaciones rociando con agua.

EXPOSICION

 

¡EVITAR TODO CONTACTO!

 

  • Inhalación

Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del conocimiento (síntomas no inmediatos: véanse Notas).

Ventilación, extracción localizada o protección respiratoria.

Aire limpio, reposo, posición de semiincorporado, respiración artificial si estuviera indicada y proporcionar asistencia médica.

  • Piel

Corrosivo. Quemaduras cutáneas graves, dolor, decoloración amarilla.

Traje de protección.

Quitar las ropas contaminadas, aclarar la piel con agua abundante o ducharse y proporcionar asistencia médica.

  • Ojos

Corrosivo. Enrojecimiento, dolor, quemaduras profundas graves.

Pantalla facial o protección ocular combinada con la protección respiratoria.

Enjuagar con agua abundante durante varios minutos (quitar las lentes de contacto si puede hacerse con facilidad) y proporcionar asistencia médica.

  • Ingestión

Corrosivo. Calambres abdominales, sensación de quemazón, debilidad.

No comer, ni beber, ni fumar durante el trabajo.
Lavarse las manos antes de comer.

NO provocar el vómito, dar a beber agua abundante, guardar reposo y proporcionar asistencia médica.

 

 

 

 

 

 

DERRAMES Y FUGAS

ALMACENAMIENTO

ENVASADO Y ETIQUETADO

Evacuar la zona de peligro. Consultar a un experto. Ventilar.
Recoger el líquido procedente de la fuga en recipientes precintables, neutralizar cuidadosamente el residuo con carbonato sódico y eliminarlo a continuación con agua abundante. NO absorber en serrín u otros absorbentes combustibles.
(Protección personal adicional: traje de protección completa, incluyendo equipo autónomo de respiración).

Separado de sustancias combustibles y reductoras, bases, compuestos orgánicos y alimentos y piensos.
Mantener en lugar fresco, seco y bien ventilado.

(Véanse Notas).
No transportar con alimentos y piensos.
Clasificación de Peligros NU: 8
CE: O, C
R: 8-35
S: (1/2-)23-26-36-45
Nota: B

VEASE AL DORSO INFORMACION IMPORTANTE

ICSC: 0183

Preparada en colaboración entre el IPCS y la CCE. © CCE, IPCS, 1991.
Versión española traducida y editada por el INSHT

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Fichas Internacionales de Seguridad Química

ACIDO NITRICO

ICSC: 0183

 


D
A
T
O
S

I
M
P
0
R
T
A
N
T
E

ESTADO FISICO; ASPECTO
Líquido entre incoloro y amarillo, de olor acre.

PELIGROS QUIMICOS
La sustancia se descompone al calentarla suavemente, produciendo óxidos de nitrógeno.
La sustancia es un oxidante fuerte y reacciona violentamente con materiales combustibles y reductores (p.ej., trementina, carbón, alcohol).
La sustancia es un ácido fuerte, reacciona violentamente con bases y es corrosiva para los metales.
Reacciona violentamente con compuestos orgánicos (p.ej., acetona, ácido acético, anhídrido acético), originando peligro de incendio y explosión.
Ataca a algunos plásticos.

LIMITES DE EXPOSICION
TLV (como TWA): 2 ppm; 5.2 mg/m3 (ACGIH 1993-1994).
TLV (como STEL): 4 ppm; 10 mg/m3 (ACGIH 1993-1994).

VIAS DE EXPOSICION
La sustancia se puede absorber por inhalación del vapor y por ingestión.

RIESGO DE INHALACION
Por evaporación de esta sustancia a 20°C, se puede alcanzar muy rápidamente una concentración nociva en el aire.

EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACION
La sustancia es muy corrosiva para los ojos, la piel y el tracto respiratorio. Corrosiva por ingestión.
La inhalación del vapor puede originar edema pulmonar (véanse Notas).

PROPIEDADES
FISICAS

Punto de ebullición: 121°C
Punto de fusión: -41.6°C
Densidad relativa (agua = 1): 1.4
Solubilidad en agua: Miscible
Presión de vapor, kPa a 20°C: 6.4
Densidad relativa de vapor (aire = 1): 2.2

Densidad relativa de la mezcla vapor/aire a 20°C (aire = 1): 1.07

 

NOTAS

 

Está indicado examen médico periódico dependiendo del grado de exposición.
Los síntomas del edema pulmonar no se ponen de manifiesto, a menudo, hasta pasadas algunas horas y se ven agravados por el esfuerzo físico. Reposo y vigilancia médica son, por ello, imprescindibles.
Enjuagar la ropa contaminada con agua abundante (peligro de incendio).
INCENDIO/PELIGROS: En caso de incendio se desprenden humos (o gases) tóxicos e irritantes.
ENVASADO Y ETIQUETADO: Envase irrompible; colocar el envase frágil dentro de un recipiente irrompible cerrado.
Ficha de emergencia de transporte (Transport Emergency Card): TEC (R)-9B
Código NFPA: H 3; F 0; R 0;

 

 

INFORMACION ADICIONAL

 

 

ACIDO NITRICO

ICSC: 0183

 

 

NOTA LEGAL IMPORTANTE:

Ni la CCE ni el IPCS ni sus representantes son responsables del posible uso de esta información. Esta ficha contiene la opinión colectiva del Comité Internacional de Expertos del IPCS y es independiente de requisitos legales. La versión española incluye el etiquetado asignado por la clasificación europea (CEE 67/548) y sus adaptaciones. Las frases de riesgo específico (frases R) y los consejos de prudencia (frases S) no traspuestas a 31 de Mayo de 1992 a la normativa española están marcadas (*).

 

 

Normalmente se encuentra envasado en bombonas de vidrio de 50 litros o envases totalmente de polietileno de 60, 50 y 35 litros sin jaula protectora. La paja de las botellas debe ir totalmente impregnada en una solución inifuga (cloruro de calcio o sulfato sódico). El ácido de concentración superior a 90% debe envasarse en recipientes, bidones o vagones cisterna de aluminio o en bombonas de vidrio exclusivamente. (No polietileno).

 

 

 

4.- REACCIONES QUE CONTIENEN ACIDO NITRICO

 

ESTAÑO

 

        De símbolo Sn, es un elemento metálico que fue utilizado desde la antigüedad. Pertenece al grupo 14 (o IV A) del sistema periódico y su número atómico es 50.

 

         El estaño se disuelve en ácido nítrico frío y muy diluido, formando nitrato de estaño (II) y nitrato de amonio; en ácido nítrico concentrado produce ácido metaestánnico, H2SnO3.

 

 

HIERRO

 

        De símbolo Fe (del latín ferrum, 'hierro'), es un elemento metálico, magnético, maleable y de color blanco plateado. Tiene de número atómico 26 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

 

        Al sumergir hierro en ácido nítrico concentrado, se forma una capa de óxido que lo hace pasivo, es decir, no reactivo químicamente con ácidos u otras sustancias. La capa de óxido protectora se rompe fácilmente golpeando o sacudiendo el metal, que vuelve así a ser activo.

 

MERCURIO

        De símbolo Hg (del latín hydrargyrum, 'plata líquida'), es un elemento metálico que permanece en estado líquido a temperatura ambiente. Su número atómico es 80, y es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

        Se disuelve en ácido nítrico y en ácido sulfúrico concentrados, pero es resistente a los álcalis.

 

MOLIBDENO

        De símbolo Mo, es un elemento metálico con propiedades químicas similares a las del cromo. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico. El número atómico del molibdeno es 42.

        El molibdeno se disuelve en ácido nítrico y agua regia, y es atacado por los álcalis fundidos.

 

NIQUEL

        De símbolo Ni, es un elemento metálico magnético, de aspecto blanco plateado, utilizado principalmente en aleaciones. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico y su número atómico es 28.

        Es soluble en ácido nítrico diluido, y se convierte en pasivo (no reactivo) en ácido nítrico concentrado.

 

OSMIO

        De símbolo Os, es un elemento metálico, frágil, de color blanco-azulado que tiene una densidad sólo comparable a la del iridio. El número atómico del osmio es 76. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

        El osmio es atacado por el ácido fosfórico, el agua regia, el ácido nítrico, el ácido sulfúrico concentrado y también por el fluoruro de hidrógeno y el cloro. El osmio forma sales en las que tiene valencias de 1 a 8.

 

PLATA

        De símbolo Ag, es un elemento metálico blanco y brillante que conduce el calor y la electricidad mejor que ningún otro metal. La plata es uno de los elementos de transición del sistema periódico. Su número atómico es 47.

        Desde el punto de vista químico, la plata no es muy activa. Es insoluble en ácidos y álcalis diluidos, pero se disuelve en ácido nítrico o sulfúrico concentrado, y no reacciona con oxígeno o agua a temperaturas ordinarias.

 

PLOMO

        De símbolo Pb (del latín plumbum, 'plomo'), es un elemento metálico, denso, de color gris azulado. Es uno de los primeros metales conocidos. Su número atómico es 82, y se encuentra en el grupo 14 del sistema periódico.

        El plomo reacciona con el ácido nítrico, pero a temperatura ambiente apenas le afectan los ácidos sulfúrico y clorhídrico. En presencia de aire, reacciona lentamente con el agua formando hidróxido de plomo, que es ligeramente soluble. Los compuestos solubles de plomo son venenosos. Aunque normalmente el agua contiene sales que forman una capa en las tuberías que impide la formación de hidróxido de plomo soluble, no es aconsejable emplear plomo en las tuberías de agua potable.

 

SILICIO

        De símbolo Si, es un elemento semimetálico, el segundo elemento más común en la Tierra después del oxígeno. Su número atómico es 14 y pertenece al grupo 14 de la tabla  periódica. Fue aislado por primera vez de sus compuestos en 1823 por el químico sueco  Jöns Jakob Berzelius.

        Se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, SiF4, y es atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de silicio formado inhibe la reacción. También se disuelve en hidróxido de sodio, formando silicato de sodio y gas hidrógeno. A temperaturas ordinarias el silicio no es atacado por el aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con el oxígeno formando una capa de sílice que impide que continúe la reacción. A altas temperaturas reacciona también con nitrógeno y cloro formando nitruro de silicio y cloruro de silicio respectivamente.

 

 

TALIO

        Talio (del griego thallos, 'brote joven'), de símbolo Tl, es un elemento blando y maleable que adquiere un color gris-azulado cuando se le expone a la acción de la atmósfera. El talio está en el grupo 13 (o IIIA) del sistema periódico. El número atómico del talio es 81.

        El talio forma un hidróxido en agua; no es soluble en ácido sulfúrico ni en ácido  clorhídrico, pero sí en ácido nítrico y diluido. Forma dos series de sales, representadas por el cloruro de talio (I), TlCl, y el cloruro de talio, TlCl3. El óxido de talio (I), Tl2O, un sólido negro que, fundido, ataca al vidrio y a la porcelana, se consigue calentando talio en aire a temperatura muy alta. El talio tiene un índice de refracción alto y, por tanto, es importante en la fabricación de varios tipos de vidrio óptico.

 

TELURO   

        Teluro (del latín tellus, 'tierra'), de símbolo Te, es un elemento semimetálico, frágil, de color blanco plateado. Su número atómico es 52 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico. Fue descubierto en 1782 por el científico alemán Franz Joseph Müller Von Reichenstein y más tarde, en 1798, otro químico alemán, Martin Heinrich Klaproth, lo identificó como elemento, dándole su nombre actual.

        El teluro es un elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en ácido nítrico y en agua regia. Reacciona con un exceso de cloro formando dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4. Se oxida con ácido nítrico produciendo dióxido de teluro, TeO2, y con ácido crómico dando ácido telúrico, H2TeO4. En combinación con hidrógeno y ciertos metales forma telururos, como telururo de hidrógeno, H2Te, y telururo de sodio, Na2Te.

 

TORIO

        De símbolo Th, es un elemento metálico radiactivo, de número atómico 90. El torio es un miembro de los actínidos del sistema periódico (Ley Periódica).

El elemento tiene color oscuro, es lentamente atacado por el agua, soluble en ácido clorhídrico y ácido sulfúrico, y ligeramente soluble en ácido nítrico.

 

URANIO

        De símbolo U, es un elemento metálico radiactivo, principal combustible de los reactores nucleares. Su número atómico es 92 y es un miembro de los actínidos del sistema periódico.

        El uranio es soluble en ácido nítrico y clorhídrico, y es insoluble en los álcalis. Desplaza al hidrógeno de los ácidos minerales y de las disoluciones salinas de metales como el mercurio, la plata, el cobre, el estaño, el platino y el oro. Cuando está finamente dividido, arde con facilidad en el aire a temperaturas de 150 a 175 °C. A 1.000 °C, reacciona con el nitrógeno y forma un nitruro amarillo.

        En el procedimiento clásico para extraer uranio se separa la pechblenda y se mezcla con ácido sulfúrico y ácido nítrico. El uranio se disuelve así formando sulfato de uranilo (UO2SO4); el radio y los demás metales que se encuentran en la mena de pechblenda se precipitan como sulfatos. Al añadir hidróxido de sodio, el uranio precipita como diuranato de sodio (Na2U2O7·6H2O), conocido también como óxido amarillo de uranio. Para obtener uranio de la carnotita, se trata la mena, finamente triturada, con una disolución caliente de sosa y potasa cáustica para disolver el uranio, el radio y el vanadio. Después de eliminar la roca madre arenosa por medio del lavado, se trata la disolución con ácido sulfúrico y cloruro de bario. Una disolución cáustica alcalina añadida al líquido restante precipita el uranio y el radio, aumentando su concentración. Estos métodos clásicos de extraer uranio de sus minerales han sido sustituidos actualmente por otros procedimientos, como el método de extracción con disolventes, el intercambio iónico y el método de volatilidad.

 

VANADIO

        De símbolo V, es un elemento metálico blanco plateado de número atómico 23. El vanadio es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

        El vanadio es soluble en ácido sulfúrico y ácido nítrico e insoluble en ácido clorhídrico, hidróxido de sodio y alcohol diluidos. Forma varios óxidos ácidos, siendo los más importantes el trióxido (V2O3) verde oscuro, y el pentóxido (V2O5) anaranjado. Otros compuestos importantes son el monosulfuro de vanadio, (VS), el trisulfuro de vanadio (V2S3), el dicloruro de vanadio (VCI2), el tricloruro de vanadio(VCI3), el dihidróxido de vanadio, (V(OH)2) y el ácido metavanádico, (HVO3).

 

VOLFRAMIO

        De símbolo W, es un elemento metálico con un punto de fusión más alto que cualquier otro metal. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico. Su número atómico es 74.

        El volframio es insoluble en alcohol y en agua caliente o fría, ligeramente soluble en ácido nítrico y amoníaco, y soluble en hidróxido de potasio concentrado y caliente.

 

5.- APLICACIONES INDUSTRIALES

 

a) Preparación de Agua Regia. Entre las principales aplicaciones del agua regia se encuentran:

        - Fabricación de nitrato de amonio para fertilizantes y explosivos

        - Síntesis orgánicas (colorantes, drogas, explosivos, nitrato de celulosa, sales de nitrato)

        - Metalurgia

        - Fotograbados

En primer lugar el artista hace el dibujo sobre la superficie recién pulimentada de la piedra con un lápiz graso o con pluma o pincel empapados en una tinta grasa poco densa. A continuación se aplica a toda la superficie de la piedra una mezcla de ácido nítrico y goma arábiga; esto aumenta su capacidad de retener la humedad cuando se remoje la piedra; el agua es repelida por la grasa del dibujo pero es absorbida por la superficie no dibujada. A continuación se pasa sobre la piedra un rodillo impregnado de tinta grasa que quedará adherida a las zonas grasas dibujadas y será repelida por las zonas mojadas. La piedra, con un papel encima, es colocada en la prensa que, por presión, traslada la imagen al papel.

        - Acero para grabado químico

        - Flotación de minerales

        - Uretanos

        - Productos químicos del caucho

        - Reproceso de combustible nuclear

 

b) Preparación de ácido nítrico fumante, cuyas aplicaciones son la preparación de compuestos nitro y el combustible de cohetes entre otras.

        Los cohetes espaciales suelen usar combustibles líquidos como el queroseno y la hidracina, y contienen oxidantes como el oxígeno líquido, el ácido nítrico o el peróxido de hidrógeno. Los lanzacohetes militares emplean combustibles sólidos como la cordita, a los que se incorpora oxígeno. Estos arden espontáneamente al calentarse por la radiación de los productos de la combustión.

c) Preparación de mezclas sulfónicas

d) Obtención de otros ácidos como el sulfúrico, fosfórico, oxálico, ftálico, pícnico …

e) Reacciones de nitración de sustancias orgánicas. Entre otras, está la fabricación de explosivos (trinitrotolueno (TNT), nitrobenceno, nitroglicerina, nitrocelulosa, nitroalmidón, nitronaftaleno, antraceno y derivados …)

f) Se utiliza en la industria textil, principalmente para la elaboración de colorantes como el azul de Berlín.

g) Preparación de perfumes

 

h) Preparación de drogas

i) Preparación de plásticos como el caucho y sus derivados

j) Se utiliza en la metalurgia de la plata y otros metales, por ejemplo para la elaboración del fulminato de mercurio en la refinación de la plata, realizar incisiones sobre cobre y zinc, para galvanoplastia o fotograbados.

k) Preparación de nitratos, utilizados principalmente como abonos.

l) Elaboración de productos farmacéuticos

 

        A continuación se exponen algunos especies obtenidas en la industria con la participación del ácido nítrico en ellas:

DEXTRINA

   Dextrina, hidrato de carbono soluble y amorfo, (C6H10O5)n, que se forma en la pasta de almidón por la acción de los ácidos, del calor o de enzimas como la diastasa. El primer producto que se forma en esta reacción es el almidón soluble, que a su vez se hidroliza formando la dextrina. Se prepara comercialmente humedeciendo almidón de patatas con ácido nítrico débil, secando y calentando posteriormente la masa a 110 °C. La dextrina se emplea en la elaboración de cerveza y como sustituto de la goma arábiga para estampados en tejidos de algodón. También se utiliza comercialmente como adhesivo.

 

HIDRACINA

Hidracina, líquido aceitoso incoloro, de fórmula H4N2, es un potente agente reductor o dador de electrones. Los derivados de la hidracina se emplean (junto con fuertes agentes oxidantes como el ácido nítrico) como combustible para los cohetes, como inhibidores de la corrosión en calderas, así como en la síntesis de medicamentos o fármacos y productos químicos para la agricultura. También se utilizan en la industria del caucho y los plásticos.

        La hidracina puede obtenerse por reacción de la cloramina (NH2Cl) con el amoníaco, o por reacción del hipoclorito de sodio con la urea. En ambos procesos, se usa gelatina que absorbe los iones presentes e impide así la descomposición de la hidracina por estos agentes oxidantes no deseados.

La hidracina tiene un punto de fusión de 2 °C y un punto de ebullición de 113,5 °C.

 

ESTER

        En química orgánica, compuesto formado (junto con agua) por la reacción de un ácido y un alcohol. Puesto que este proceso es análogo a la neutralización de un ácido por una base en la formación de una sal, antiguamente los ésteres eran denominados sales etéreas. Este término es incorrecto porque los ésteres, a diferencia de las sales, no se ionizan en disolución.

 Estos compuestos se pueden obtener a partir de ácidos orgánicos y de ácidos inorgánicos.

        Por ejemplo, un éster simple, el nitrato de etilo, se puede preparar a partir de etanol y ácido nítrico (un ácido inorgánico), y el etanoato de etilo haciendo reaccionar etanol y ácido etanoico (un ácido orgánico). Otro método de preparar ésteres es emplear no el ácido en sí, sino su cloruro. Por ejemplo, el etanoato de etilo se puede obtener por la acción del alcohol sobre el cloruro del ácido etanoico. Otro método importante de obtención consiste en hacer reaccionar las sales de plata de los ácidos con un halogenuro de alquilo (normalmente de yodo). Por ejemplo, el etanoato de etilo se puede preparar a partir de etanoato de plata y yoduro de etilo.

Los ésteres se descomponen por la acción del agua en sus correspondientes ácidos y alcoholes, una reacción que es catalizada por la presencia de los ácidos. Por ejemplo, el etanoato de etilo se descompone en ácido etanoico y etanol. La conversión de un ácido en un éster se denomina esterificación. La reacción entre un éster y una base se conoce como saponificación. Cuando se produce la descomposición de un éster por su reacción con agua, se dice que el éster ha sido hidrolizado.

En general, los ésteres de los ácidos orgánicos son líquidos neutros, incoloros, con olor agradable e insolubles en agua, aunque se disuelven con facilidad en disolventes orgánicos. Muchos ésteres tienen un olor afrutado y se preparan sintéticamente en grandes cantidades para utilizarlos como esencias frutales artificiales, como condimentos y como ingredientes de los perfume.

Todas las grasas y aceites naturales (exceptuando los aceites minerales) y la mayoría de las ceras son mezclas de ésteres. Por ejemplo, los ésteres son los componentes principales de la grasa de res (sebo), de la grasa de cerdo (manteca), de los aceites de pescado (incluyendo el aceite de hígado de bacalao) y del aceite de linaza. Los ésteres de alcohol cetílico se encuentran en el espermaceti, una cera que se obtiene del esperma de ballena, y los ésteres de alcohol miricílico en la cera de abeja. La nitroglicerina, un explosivo importante, es el éster del ácido nítrico y la glicerina.

 Los ésteres como el etanoato de isoamilo (aceite de banana), el etanoato de etilo y el etanoato de ciclohexanol, son los principales disolventes en las preparaciones de lacas.

        Otros ésteres, como el ftalato de dibutilo y el fosfato de tricresilo se usan como plastificadores en las lacas. El etanoato de amilo se emplea como cebo odorífero en venenos para la langosta, y algunos de los metanoatos son buenos fumigantes. Los ésteres tienen también importancia en síntesis orgánica.

Además, estos compuestos tienen aplicaciones médicas importantes. El nitrito de etilo es diurético y antipirético. El nitrito de amilo se usa en el tratamiento del asma bronquial y de las convulsiones epilépticas, y como antiespasmódico. La nitroglicerina y el nitrito de amilo producen la dilatación de los vasos sanguíneos, disminuyendo por tanto la presión sanguínea. El chaulmugrato de etilo se ha empleado en el tratamiento de la enfermedad de Hansen. El sulfato de dimetilo (utilizado con frecuencia en síntesis orgánica como agente desnaturalizador) y el sulfato de dietilo son extremamente peligrosos en forma de vapor, y deben ser manejados con cuidado.

 

CELULOSA

Celulosa (del latín, cellula, 'celda pequeña'), hidrato de carbono complejo; es el componente principal de la pared de todas las células vegetales. En las plantas, la celulosa suele aparecer combinada con sustancias leñosas, grasas o gomosas. Salvo algunos insectos, ningún animal tiene en los tejidos verdadera celulosa. Los microorganismos del aparato digestivo de los herbívoros descomponen la celulosa en compuestos absorbibles.

La celulosa es insoluble en todos los disolventes comunes y se separa fácilmente de los demás componentes de las plantas. Dependiendo de la concentración, el ácido sulfúrico actúa sobre las celulosa y produce glucosa, almidón soluble o amiloide; éste es una forma de almidón utilizada para estucar ciertos papeles de lujo. Cuando la celulosa se trata con un álcali y se expone a continuación a los vapores del disulfuro de carbono, se obtiene una solución que puede estirarse en películas e hilarse. El rayón y el celofán son preparados de celulosa regenerados a partir de tales soluciones. Los acetatos de celulosa se hilan en filamentos delgados con los que se confeccionan tejidos; también son de acetato de celulosa las modernas películas fotográficas; con estos compuestos se elaboran

 

 

los vidrios inastillables de seguridad y ciertos materiales de moldeo. Los éteres de celulosa se emplean en la elaboración de aparejos para papel, adhesivos, jabones y resinas sintéticas.

Con una mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico, la celulosa forma una serie de compuestos inflamables y explosivos conocidos como nitratos de celulosa o nitrocelulosas. El algodón de colodión es un nitrato que forma parte de diversos plásticos y lacas; el colodión es un  compuesto parecido utilizado en medicina, fotografía y fabricación de cueros sintéticos y lacas. El algodón pólvora es también un nitrato; se emplea como explosivo propulsor en la fabricación de cartuchos.

La celulosa se utiliza para confeccionar tejidos. Es el principal componente de la pared celular de todos los vegetales.

 

        Todas estas aplicaciones industriales del ácido nítrico se deben a las siguientes propiedades de dicho ácido:

1)    Posee carácter ácido – oxidante (Decapado y pasivazo de metales)

2)    Contenido en Nitrógeno (fertilizantes)

3)    Propiedades oxidantes (como agente de síntesis)

4)    Facultades nitrantes (síntesis de derivados nitrados)

 

6.- PELIGRO EN EL ARTICO POR EL AGUJERO EN LA CAPA DE OZONO DEBIDO A LAS NUBES DE HIELO Y ACIDO NÍTRICO

 

       Una capa de nubes en la estratósfera del Polo Norte, compuesta por hielo y ácido nítrico, parece ser la causante de la destrucción de la capa de ozono en el Ártico, según un equipo internacional de científicos, que creen que el proceso es más peligroso aún que en la Antártida.

 Los investigadores participan en un programa de la NASA denominado SOLVE, un experimento para comprobar los daños que sufre la capa de ozono que protege a la Tierra de las radiaciones ultravioletas.

 Han presentado sus descubrimientos en la reunión que celebra en Washington la Unión Geofísica Estadounidense y han llamado la atención sobre un proceso que, en el hemisferio Norte, puede afectar a más personas que en la Antártida.

"Aunque la pérdida estacional de ozono es más fuerte en el Antártico, la destrucción del ozono en el Ártico supone una amenaza más seria para la salud humana", dijo Owen Toon, científico de la Universidad de Colorado, en Boulder.

        Según Toon, el aire del Ártico, que contiene menos ozono, desciende hacia Norteamérica, Europa y Rusia, tres áreas con gran densidad de población, que sufren la pérdida de este "escudo protector".

        El científico explicó que las nubes que se consideran responsables del problema, están formadas por cristales de hielo y también ácido nítrico.

        Las mediciones se han efectuado mediante satélites, globos sonda, aviones e instrumentos de control desde tierra, manejados por más de 200 científicos de diferentes países.

       

 

        Esas nubes están en la estratósfera, que va desde los 15 kilómetros de altura sobre el suelo hasta unos 45 kilómetros. Se forman generalmente a unos 16 ó 17 kilómetros, cuando las temperaturas bajan a unos 100 grados centígrados bajo cero.

         Los aparatos controlados por los investigadores han llegado a medir descensos en la capa de ozono del Ártico de hasta un 60 por ciento entre noviembre de 1999 y marzo de 2000.

         Toon realizó un total de 28 vuelos en un avión DC-8 de la NASA, especialmente equipado, con el fin de efectuar mediciones del ozono y la naturaleza de las nubes.

        Muchos de los derivados del cloro, bombeados a la atmósfera en los últimos años por las actividades humanas, parecen haber favorecido ese proceso destructor del ozono.

         Aunque estos derivados, en principio, pueden ser no reactivos, al existir una superficie a la que adherirse, como los cristales de la capa de nubes estratosférica del Ártico, los derivados del cloro se convierten en radicales por la acción de la luz solar.

        Ese "efecto invernadero", que aumenta la temperatura en las capas bajas de la atmósfera, está "irónicamente" enfriando la estratósfera, lo que hace que las nubes de hielo y ácido nítrico se formen y duren más tiempo.

        "Con las nubes manteniéndose durante más tiempo, estamos comprobando que se produce una mayor pérdida de ozono, pese a que las cantidades de cloro en la atmósfera han decaído ligeramente", explicó el científico.

        Los investigadores creen que la pérdida de ozono en el Ártico ha ido creciendo desde el invierno de 1995.

         Predicen que, si el "efecto invernadero" es, como se piensa, responsable, en parte, de la persistencia de las nubes de hielo y ácido nítrico, "la recuperación de la capa de ozono ártico puede demorarse durante décadas".

 

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Antonio Fco. Domínguez Crespo©2001