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ACIDO NITRICO

 ACIDO NITRICO ANTECENDENTES E IMPORTANCIA Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por Glauber. En 1783, Covendish logró la determinación de su composición. De formula:

HNO3 El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El HNO3 es un líquido incoloro que se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos, su punto de fusión es de -43 ºC y su punto de ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5 g/ml. El Ácido Nítrico es uno de los más fuertes desde el punto de vista iónico. Pero lo que lo caracteriza químicamente es su energía de acción oxidante. La misma se manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el Oro y el Platino, ciertas sales, sustancias orgánicas y en general sobre toda sustancia capaz de oxidarse. Así, una astilla de madera con un punto en ignición, al contacto con el Ácido Nítrico, sigue ardiendo con formación de CO2 y vapores rutilantes. Este ácido es toxico, muy corrosivo, mancha la piel de amarillo y destruye las mucosas. Su acción oxidante se intensifica cuando tiene disuelto Peróxido de Nitrógeno que actúa como catalizador; por eso el ácido más energético es el Ácido Nítrico Rojo o fumante.

USOS El HNO3 es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se le consume en grandes cantidades en la industria  Fertilizantes( Nitrato de amonio)

 Nitratos Inorgánicos (Ag, Cu,..)  colorantes  explosivos( TNT, Nitrocelulosa, Nitroglicerina) El HNO3 es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales. Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de BirbelandEyde) y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de Osdwald, tienen enorme importancia industrial y en particular para la agricultura pues las reservas naturales de abonos naturales como el salitre son insuficientes para satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el aprovechamiento del nitrógeno atmosférico resolvió un problema de capital interés al suministrar nitratos minerales en grandes cantidades y a bajo costo. Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide.

PROCESO DE OBTENCION DEL ACIDO NITRICO Éste es el proceso industrial de síntesis de ácido nítrico más común, y consiste en la oxidación catalítica del amoníaco a monóxido de nitrógeno (se usa como catalizador platino con un pequeño porcentaje de paladio o rodio), con una posterior oxidación del mismo a dióxido de nitrógeno para, finalmente, reaccionar con agua, produciendo ácido nítrico. Las tres reacciones especificadas son: 2NH3 + 5O2 –> 4NO + 6H2O

Catalizada por platino a 800ºC

2NO + O2 –> 2NO2 3NO2 + H2O –> 2HNO3 + NO El NO producido en la última reacción se recicla, volviendo a la cámara de reacción para producir NO2 a partir de la segunda reacción.

Curiosamente, lo que más encarece el proceso de producción de ácido nítrico por medio del método de Ostwald es que una pequeña cantidad del platino utilizado como catalizador se va perdiendo por oxidación, pasando a PtO 2. Se necesitan en torno a 50 toneladas anuales de platino para reponer el que se va perdiendo por oxidación. El procedimiento consiste en hacer reaccionar en un reactor una mezcla de amoniaco y aire enriquecido con oxigeno sobre un catalizador, de una malla de platino, para obtener selectivamente oxido nítrico y agua a temperaturas entre 820-950 ºC y a presiones de 1-12 bar. Es un proceso exotérmico (ΔHº = -292.5 kJ/mol 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) (Pt; 850ºC) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)

Generalmente, se proporciona una cantidad en exceso de aire en relación con la cantidad estequiometria con el fin de controlar la inflamabilidad de la mezcla de reacción, y para proporcionar una cantidad adicional de oxígeno para subsiguientes reacciones de oxidación. Los gases efluentes procedentes del reactor se enfrían a continuación en una serie de intercambiadores de calor para oxidar el oxido nítrico con oxígeno con la formación de dióxido de nitrógeno. El gas que se obtiene de la primera reacción de oxidación catalítica y que contiene entre un 10-12% de NO, se enfría, y el calor que se genera se emplea para calentar agua. El gas enfriado se hace reaccionar con oxígeno atmosférico para producir NO2: 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH = -56 KJ/mol