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Química descriptiva
1ª parte: Elementos de los grupos representativos
Alcalinos
Son los elementos del grupo 1 de la tabla periódica (I-A según la nomenclatura tradicional): Li, Na, K, Rb, Cs y Fr,
excluyendo al hidrógeno que no se considera un elemento alcalino ya que tiene propiedades completamente distintas
del resto.
Configuración electrónica: ... n s 1
Propiedades físicas
Son sólidos blandos, de baja densidad y bajo punto de fusión. Conducen la electricidad y el calor. Recién cortados
son de color blanco argéntico con brillo metálico, pero en contacto con el aire se oxidan y adquieren un aspecto
mate.
Propiedades químicas
C Tienen baja energía de ionización por lo que ceden fácilmente su electrón de la capa de valencia formando iones
monopositivos. Tienen todos valencia iónica +1. Su configuración electrónica lo explica ya que cediendo un
electrón alcanzan la estructura de gas noble (regla del octeto).
C Son metales muy reactivos con baja electronegatividad lo que supone que forman compuestos iónicos con
elementos no metálicos.
C Reaccionan violentamente con el agua formando hidróxidos (álcalis, de ahí su denominación):
Na (s) + H 2 O ( l ) ! NaOH (aq) + ½ H 2 (g)
C En contacto con el aire forman el óxido del metal (M 2 O).
C Son elementos muy reductores ya que tienen gran tendencia a perder un electrón.
Estado natural
No se encuentran libres en la naturaleza, sino como cationes que forman parte de sales (NaCl, KNO 3 )
Obtención
Suelen obtenerse por electrólisis de sus sales fundidas.
Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
C Li
Aleaciones ligeras con aluminio y magnesio, baterías, psicofármacos (Li 2 CO 3 )
C Na Jabones y productos de limpieza (NaOH), alimentación (NaCl), levadura química (NaHCO3).
CK
Abonos (KNO 3 o K 2 SO 4), reactivos químicos (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, ...)
C Rb Células fotoeléctricas y catalizadores.
C Cs
Células fotoeléctricas. Su isótopo 137 es radiactivo y se emplea en medicina.
C Fr
No existe en la naturaleza (ni libre ni combinado) debido a la inestabilidad de su núcleo. Ha sido obtenido
artificialmente.
Alcalinotérreos
Son los elementos del grupo 2 de la tabla periódica (II-A): Be, Mg, Sr. Ba y Ra.
Configuración electrónica: ... n s 2
Propiedades físicas
Son sólidos con punto de fusión más alto que los alcalinos. Tienen brillo metálico y conducen la electricidad y el
calor.
Propiedades químicas
C Su configuración electrónica es n s 2 lo que supone que para alcanzar la configuración de gas noble han de perder
dos electrones. Tienen pues valencia +2.
C Son metales con baja electronegatividad pero menos reactivos que los alcalinos. Se combinan con los no metales
formando enlace iónico.
C La reactividad aumenta a medida que se desciende en el grupo. Por ejemplo, el berilio y el magnesio no
reaccionan con el agua, mientra que el estroncio y los elementos que le siguen descomponen el agua con rapidez.
C Al igual que los alcalinos, son compuestos muy reductores.
Estado natural
No se encuentran libres en la naturaleza, sino en forma de compuestos entre los que abundan los carbonatos y los
sulfatos.
Obtención
Se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas, pero también pueden obtenerse por reducción tratándolos con
reductores más fuertes que ellos:
CaCl 2 ( l ) + 2 Na (g) ! 2 NaCl ( l ) + Ca (s)
(Reacción a 800 K)
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Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
C Be Aleaciones de gran dureza y resistencia. Algunas piedras preciosas como las esmeraldas son compuestos
de berilio.
C Mg Aleaciones ligeras con aluminio, medicina, material refractario, pirotecnia.
C Ca Cal y cemento. Medicina; forma parte de los huesos e interviene en la contracción muscular y en la
transmisión nerviosa.
C Sr
Pirotecnia. Su isótopo radiactivo se emplea para detectar cáncer de huesos.
C Ba Material de contraste en pruebas radiológicas (BaSO 4)
C Ra Es radiactivo y muy poco abundante en la naturaleza. Su inhalación o ingestión puede producir cáncer.
Térreos
También llamados boroideos, son los elementos del grupo 13 de la tabla periódica (III-A): B, Al, Ga. In y Tl.
Configuración electrónica: ... n s 2... n p 1
Propiedades físicas
Son todos sólidos. El boro forma una red covalente y tiene una altísima temperatura de fusión. El resto son metales
con menor temperatura de fusión y conductores del calor y la electricidad.
Propiedades químicas
C El boro es el elemento menos reactivo del grupo. Forma enlaces covalentes dando moléculas deficientes en
electrones.
C El resto son metales menos reductores que los de los grupos 1 y 2. Reaccionan con el agua y con el oxígeno del
aire pero a altas temperaturas.
C Se combinan con los halógenos formando los haluros (BCl 3 , AlCl 3 , ...)
Estado natural
No se encuentran libres en la naturaleza. El boro se encuentra en pequeña proporción en forma de ácido bórico (H
3 BO 3 ) y de borax (tetraborato sódico decahidratado: Na 2 B 4O 7 @ 10 H 2 O). El aluminio es el metal más abundante
en la naturaleza formando numerosos silicatos; también se encuentra en forma de óxido (bauxita: Al 2 O 3 @ 2 H 2 O)
Obtención
El boro se obtiene reduciendo el óxido bórico en caliente con exceso de magnesio en polvo:
B 2 O 3 + 3 Mg ! MgO + 2 B
El aluminio se obtiene por electrólisis de la bauxita. El resto se obtiene por reducción de sus óxidos o también por
electrólisis.
Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
CB
Industria del vidrio. Cerámica (materiales de tipo pirex). Semiconductores.
C Al
Aleaciones ligeras.
C Ga Semiconductores y diodos LED (emisores de luz).
C In
Aleaciones de aplicación muy particular, por ejemplo aleaciones líquidas a temperatura ambiente.
C Tl
Fabricación de artículos electrónicos. Pruebas médicas.
Carbonoideos
Son los elementos del grupo 14 de la tabla periódica (IV-A): C, Si, Ge,Sn y Pb.
Configuración electrónica: ... n s 2...n p 2
Propiedades físicas
Son todos sólidos. El carbono y el silicio forman redes covalentes por lo que tienen altos puntos de fusión. El estaño
y el plomo son metales por lo que conducen el calor y la electricidad. Tienen punto de fusión mucho menores. El
grafito (forma alotrópica del carbono) conduce la electricidad debido a los electrones deslocalizados de su nube π.
Propiedades químicas
C El carácter metálico aumenta al descender en el grupo siendo en este caso el efecto muy acusado: el carbono es
un no metal, el silicio y el germanio, semimetales y el estaño y el plomo, metales.
C Los estados de oxidación más frecuentes son: ±4 y ±2 (los metales, Sn y Pb, carecen evidentemente de números
de oxidación negativos)
C El carbono es la base de los compuestos orgánicos y de la mayoría de los polímeros. El silicio es muy abundante
entre la materia inorgánica encontrándose en forma de silicatos; también forma polímeros (siliconas)
C Los óxidos del carbono y el silicio son ácidos mientras que los de estaño y plomo son básicos.
Estado natural
El carbono se encuentra libre en la naturaleza en dos formas alotrópicas, grafito y diamante. También se encuentra
combinado formando carbonatos, hidrocarburos (petróleo) y como elemento fundamental de todos los seres vivos.
El silicio es el segundo elemento más abundante en la naturaleza. Se encuentra formando sílice (SiO 2 ) y numerosos
silicatos.
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El germanio es muy poco abundante en la naturaleza. Se encuentra como impureza en algunos minerales de estaño
y plomo.
El mineral de estaño más importante es la casiterita (SnO 2 ).
El mineral más importante del plomo es la galena (SPb)
Obtención
El carbono se encuentra en la naturaleza. El resto se obtiene por reducción al tratarlos con metales más reductores
que ellos o con carbono:
SiO 2 (s) + 2 C (s) ! Si (s) + 2 CO (g)
Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
CC
Es combustible.
C Si
Vidrio y materiales refractarios (SiO 2 ). Fabricación de chips.
C Ge Fabricación de chips. Aleaciones.
C Sn
Soldaduras y aleaciones. Ornamentación. Es un metal dúctil y maleable.
C Pb Tuberías. Es un metal muy dúctil y maleable.
Nitrogenoideos
Son los elementos del grupo 15 (V-A): N, P, As, Sb y Bi. Al igual que los carbonoideos, las propiedades de los
nitrogenoideos difieren mucho entre ellos.
Configuración electrónica: ... n s 2...n p 3
Propiedades físicas
El nitrógeno es un gas. El resto son sólidos. El fósforo tiene baja temperatura de fusión (317 K). El arsénico
sublima.
Propiedades químicas
C El nitrógeno y el fósforo son no metales y forman moléculas (N 2 y P 4). El arsénico y el antimonio forman redes
covalentes y son semimetales. El bismuto es un metal.
C Forman trihidruros que, a excepción del amoníaco (NH 3 ) son muy reactivos.
C Forman trihaluros (NCl 3 , PCl 3 ,...). También forman pentahaluros (PCl 5) a excepción del nitrógeno que no tiene
orbitales “d” en su capa de valencia y del bismuto que origina compuestos iónicos.
C Se combinan con el oxígeno dando lugar a óxidos, que son ácidos en los primeros elementos del grupo, anfóteros
en los intermedios y básicos en el bismuto. Con excepción de este último elemento, forman oxoácidos y oxisales.
Estado natural
El nitrógeno se encuentra libre en el aire y combinado formado sales (nitratos). El fósforo es el único elemento del
grupo que no se encuentra libre en la naturaleza; el mineral más abundante es el apatito (ortofosfato cálcico).
Obtención
El nitrógeno se obtiene por destilación del aire. El resto por reducción de sus formas oxidadas:
P 4O 10 + 10 C ! 10 CO + P 4
Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
CN
Se emplea como gas inerte. Productos de limpieza y abonos (NH 3 )
CP
Abonos y detergentes. Cerillas.
C As Semiconductores. Sus compuestos son muy venenosos.
C Sb Sus compuestos son muy tóxicos.
C Bi
Aleaciones de bajo punto de fusión (fusibles). Medicamentos y cosmética.
Anfígenos
También llamados calcógenos, son los elementos del grupo 16 (VI-A): O, S Se, Te y Po. Al igual que los
nitrogenoideos y carbonoideos las propiedades de dichos elementos difieren mucho entre sí.
Configuración electrónica: ... n s 2...n p 4
Propiedades físicas
El oxígeno es un gas. El resto son sólidos de no muy altos puntos de fusión.
Propiedades químicas
C El oxígeno y el azufre son no metales y forman moléculas (O 2 y S 8 ), el selenio y el teluro son semimetales y el
polonio es un metal.
C Forman dihidruros que, a excepción del agua, son gaseosos, venenosos y de olor desagradable.
C Se combinan con los halógenos formando compuestos de distinta estequiometría (SF 4, SCl 2 , ...)
C Se combinan con el oxígeno originando óxidos que pueden ser ácidos (S,Se), anfóteros (Te) o básicos (Po). Salvo
el polonio, forman oxoácidos y oxisales.
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Estado natural
El oxígeno se encuentra libre en el aire y combinado en gran número de compuestos: agua, sales, compuestos
orgánicos, etc. El azufre se encuentra libre en regiones de actividad volcánica y combinado formando sulfuros y
sulfatos. El selenio y teluro se encuentran como impurezas de los minerales sulfurados. El polonio es un elemento
radiactivo muy poco abundante.
Obtención
El oxígeno se obtiene por destilación del aire. El azufre existe en la naturaleza. El resto se obtiene por reducción
de sus formas oxidadas.
Aplicaciones y propiedades específicas de alguno de los elementos
CO
Comburente. Elemento necesario para la respiración de los seres vivos. Es el elemento más abundante en
la naturaleza.
CS
Obtención de ácido sulfúrico. Farmaceútica.
C Se
Sus compuestos son tan tóxicos como los de arsénico.
C Te
Semiconductor; su conductividad aumenta al exponerlo a la luz.
C Po
Material radiactivo; se emplea en investigación nuclear.
Halógenos
Son los elementos del grupo 17 (VII-A): F, Cl, Br, I y At.
Configuración electrónica: ... n s 2...n p 5
Propiedades físicas
A la temperatura ordinaria, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo y el astato sólidos. El yodo
sublima.
Propiedades químicas
C Salvo el astato, los halógenos son no metales y forman moléculas diatómicas.
C Forman compuestos iónicos con los metales, dando lugar a sales binarias.
C Se combinan con el hidrógeno originando hidrácidos.
C Con la excepción del flúor, se combinan con el oxígeno dando lugar a óxidos ácidos, que en agua forman
oxoácidos. También forman oxisales.
Estado natural
Debido a su gran reactividad, los halógenos no se encuentran libres en la naturaleza. Los compuestos más
abundantes son los haluros metálicos.
Obtención y propiedades específicas de alguno de los elementos
El flúor y el cloro se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. El resto se obtienen por reducción de sus sales
binarias.
Aplicaciones
CF
Grabado de vidrios (HF), aeorosoles CFC, obtención de algunos polímeros como el teflón.
C Cl
Productos de limpieza (HCl, NaClO,...), blanqueantes de papel.
C Br
Aditivos de la gasolina (1,2-dibromoetano)
CI
Medicina (antiséptico y tratamiento del bocio)
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2ª parte: Propiedades de algunos compuestos
Amoníaco
Historia y estado natural
El amoníaco era conocido por los antiguos alquimistas, que describieron su obtención y sus propiedades.
Primeramente se obtuvo calentando orina con sal común y tratando el producto resultante con álcalis; al gas así
obtenido se le llamó espíritu volátil. Berthollet, en 1785, demostró que se trataba de un compuesto formado por
nitrógeno e hidrógeno. Se produce en la Naturaleza por la acción de las bacterias de la putrefacción sobre la materia
orgánica; por este motivo se percibe olor a amoníaco en establos y corrales.
Enlace
El amoníaco es la combinación de nitrógeno con el hidrógeno con enlace covalente, su fórmula es
NH 3. La molécula puede representarse mediante el diagrama de Lewis donde puede verse que ambos
elementos alcanzan la estructura de gas noble.
Según la teoría de la repulsión de los pares electrónicos, los cuatro pares de electrones que rodean al
átomo de nitrógeno se sitúan en las direcciones más alejadas posibles por lo que la geometría de la
molécula es piramidal (uno de los pares de electrones no está compartido).
Los enlaces son bastante polares ya que es grande la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos y la
molécula es también polar ya que debido a su asimetría no se anulan los momentos dipolares. Como, por otro lado,
los átomos son pequeños, se forman puentes de hidrógeno que explican los puntos de fusión y ebullición
anormalmente altos.
Propiedades físicas
Es un gas incoloro fácilmente licuable (Teb=-33ºC), de olor penetrante, soluble en agua, alcohol etílico y éter. En
estado líquido es un buen disolvente.
Propiedades químicas
El amoníaco actúa como base captando un protón de la molécula de agua y formando el ion amonio:
_____
NH3 + H2O
> NH4+ + OHLa disolución de amoníaco en agua suele llamarse hidróxido amónico debido a la existencia del los iones amonio
e hidróxido. El ión amonio es más estable que el hidronio conociéndose gran cantidad de sales amónicas. Dichas
sales son térmicamente inestables y, en amoníaco líquido, atacan a los metales con desprendimiento de hidrógeno.
El amoníaco es un buen disolvente de bastantes sustancias inorgánicas; disuelve bien a metales alcalinos y
alcalinotérreos (excepto el berilio) sin que se oxide el metal, en contraste con lo que sucede con el agua.
En la molécula de amoníaco el nitrógeno está con el mínimo estado de oxidación posible (-3) por lo que es un buen
reductor, siendo más reductor en medio básico que ácido. Algunos ejemplos de reacciones red-ox que ilustran este
comportamiento son las siguientes:
4 NH3 + 5 O2 ÿ 6 H2O + 4 NO
2 NH 3 + 3 CuO ÿ N 2 + 3 Cu + 3 H 2 O
Obtención
El amoníaco comercial se obtiene mediante el proceso de Haber. Es una de las reacciones químicas de mayor
importancia técnica. Consiste en hacer pasar una mezcla caliente de hidrógeno y nitrógeno sobre un catalizador de
hierro impregnado con óxidos metálicos:
º
N2 + 3 H2
2 NH3
∆H = - 92'4 kJ/mol
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, un aumento de presión favorece la formación del amoníaco por lo que
se hace a una presión en torno a 1000 atm. Al ser una reacción exotérmica no conviene que la temperatura sea muy
alta, pero si es muy baja la reacción será muy lenta por lo que una temperatura adecuada es alrededor de los 500oC.
La retirada continua de amoníaco formado favorece el rendimiento del proceso. Solamente del 20% al 40% del gas
se convierte en amoníaco que es recogido y licuado; el nitrógeno e hidrógeno sobrante se recicla.
En el laboratorio se obtiene el amoníaco tratando sales amónicas con exceso de álcali; normalmente se emplea
hidróxido cálcico:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 ÿ CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O
Aplicaciones
Se incorpora en muchos productos de limpieza ya que es un buen disolvente de grasas y elimina la dureza del agua.
Se utiliza en la síntesis del ácido nítrico. También se utiliza como refrigerante, en la fabricación del hielo
aprovechando el calor absorbido por el amoníaco en la evaporación.
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Acido sulfúrico
Historia y estado natural
Los primitivos alquimistas conocían ya el ácido sulfúrico. Se preparaba calentando sulfatos naturales a alta
temperatura y disolviendo en agua el trióxido de azufre así formado. En el siglo XV, Basilio Valentín lo obtuvo
destilando sulfato ferroso con arena. El nombre vulgar del sulfato ferroso, FeSO 4 @7 H 2 O era vitriolo de hierro y
el producto oleaginoso que de él se obtenía se llamó aceite de vitriolo, nombre que aun se da al ácido sulfúrico.
Enlace
La estructura de la molécula puede explicarse acudiendo a la teoría de Lewis del enlace
covalente. Para que todos los átomos cumplan la regla del octeto hay que suponer la existencia
de dos enlaces dativos entre el azufre y el oxígeno.
Propiedades físicas
Es un líquido aceitoso incoloro, muy denso (d=1'8 g/cm3 a 15ºC).
Propiedades químicas
C Solubilidad. Es soluble en agua en todas las proporciones. El proceso de disolución es muy exotérmico por lo
que la mezcla del ácido puro con agua debe efectuarse con precaución.
C Inestabilidad. Al calentarlo se disocia en trióxido de azufre y agua. A 300ºC la disociación es del 50 %.
º
H 2 SO 4
SO 3 + H 2 O
C Acción deshidratante. El ácido sulfúrico se combina enérgicamente con el agua dando una serie de hidratos, de
los cuales el más importante es el monohidrato, H 2 SO 4 @H 2 O. La avidez por el agua es tal que no sólo la elimina
de las sustancias que la contienen sino que es capaz de eliminar oxígeno e hidrógeno de las sustancias que
contienen dichos elementos en igual proporción. Así, la celulosa y la sacarosa se carbonizan en presencia de
ácido sulfúrico: C12 H22 O11 ÿ 12 C + 11 H 2 O. Esta acción deshidratante se aprovecha para eliminar agua en
muchas reacciones.
C Acción oxidante. Al encontrarse en él el azufre con su máximo número de oxidación posible, el ácido sulfúrico
es un oxidante. Veamos algunas reacciones en las que muestra dicho comportamiento:
Cu + 2 H 2 SO 4 ÿ CuSO 4 + 2 H 2 O + SO 2
C + 2 H 2 SO 4 ÿ CO 2 + 2 H 2 O + 2 SO 2
S + 2 H 2 SO 4 ÿ 2 H 2 O + 3 SO 2
KBr + H 2 SO 4 ÿ KHSO 4 + HBr
C Como ácido. El ácido sulfúrico es un ácido diprótico. En disolución diluida experimenta una ionización primaria
casi total; la secundaria es menos completa:
S
S
H 2 SO 4 ÿ H + + HSO 4
HSO 4
H + + SO 4 2 S
Debido al elevado punto de ebullición del ácido sulfúrico, se utiliza para desplazar de sus sales los ácidos que
hierven a baja temperatura:
º
º
NaCl + H 2 SO 4
NaHSO 4 + HCl
Obtención
Las dificultades técnicas que presenta la obtención del ácido sulfúrico hace que nunca se plantee su obtención
en el laboratorio. La síntesis del ácido sulfúrico puede dividirse en tres etapas:
1 Obtención de SO 2 . Antiguamente se obtenía el dióxido de azufre mediante la tostación de piritas (sulfuros)
pero dicho método se ha quedado obsoleto debido a la escasa calidad de la materia prima, ya que las piritas van
acompañadas de gran cantidad de impurezas y se precisa un proceso previo de purificación. Además requieren
instalaciones de grandes dimensiones y muy costosas. Hoy en día, el dióxido de azufre se obtiene quemando
el azufre procedente de la desulfuración de yacimientos de gas natural:
S + O 2 ÿ SO 2
El azufre se funde y, tras ser filtrado, se bombea a una caldera en la que se quema.
2 Conversión. El dióxido de azufre obtenido pasa al convertidor, donde tendrá lugar la reacción de oxidación
de dicho compuesto: SO 2 + ½ O 2 ÿ SO 3
Dicho convertidor es alimentado, por una parte con el SO 2 procedente de la caldera y, por otra, con el aire que
toma de la atmósfera e insufla la soplante. La reacción se produce con ayuda de un catalizador que aumenta
la superficie de contacto.
3 Obtención del ácido. El trióxido de azufre producido reacciona con el agua produciendo el ácido sulfúrico:
SO 3 + H 2 O ÿ H 2 SO 4
La reacción no se hace mezclando directamente agua con el trióxido de azufre ya que se forman nieblas ácidas.
Lo que se hace es absorber el SO 3 producido con ácido sulfúrico mezclado con agua. Esta operación se hace
en una torre de absorción.
Aplicaciones
El ácido sulfúrico tiene gran cantidad de usos industriales. Es empleado en el sector de fertilizantes (sulfato
amónico, fosfatos y superfosfatos), y en los sectores de fibras artificiales, refino de petróleo, petroquímica, pinturas,
etc. También se emplea como agente desecante.
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Acido clorhídrico
Enlace
Se trata de un enlace covalente entre un átomo de hidrógeno y uno de cloro. Al tener dichos elementos
electronegatividades muy diferentes, el enlace es muy polar.
Propiedades físicas
El cloruro de hidrógeno es un gas incoloro, de olor fuerte e irritante y de sabor agrio. Muy soluble en agua. En
estado gaseoso humea en el aire húmedo, por formar una niebla de gotitas de ácido clorhídrico.
Propiedades químicas
El cloruro de hidrógeno anhidro no conduce la corriente eléctrica ni reacciona con los metales, pero basta añadir
una pequeña cantidad de agua para iniciar la reacción, desprendiéndose hidrógeno.
HCl + Zn ÿ ZnCl 2 + H 2
En disolución acuosa tiene pues un comportamiento ácido común a un grupo de compuestos, carentes de oxígeno,
llamados hidrácidos. Como todos los ácidos, reacciona con los metales más activos y con los óxidos e hidróxidos
para formar los cloruros y agua.
2 HCl + Na 2 O ÿ 2 NaCl + H 2 O
HCl + NaOH ÿ NaCl + H 2 O
El cloruro de hidrógeno gaseoso se combina directamente con el amoniaco para formar una nube blanca de
partículas sólidas de cloruro amónico:
HCl (g) + NH 3 (g) ÿ NH 4 Cl (s)
Obtención
Los dos métodos más utilizados son los siguientes:
C Por combinación directa de hidrógeno y cloro. Cada vez es mayor la cantidad de ácido clorhídrico que se
prepara combinando directamente hidrógeno y cloro obtenidos como subproductos en la fabricación del
hidróxido sódico por electrólisis de una disolución de cloruro sódico. El cloro se quema en exceso de
hidrógeno, o de gas natural, en mecheros especiales.
C Por la acción del ácido sulfúrico sobre el cloruro sódico. El método usualmente empleado en el laboratorio
para preparar cloruro de hidrógeno se basa en la mencionada reacción:
NaCl + H 2 SO 4 ÿ NaHSO 4 + HCl
Se hace caer el ácido lentamente, gota a gota, sobre la sal, de un embudo con llave, mientras el matraz se calienta
poco a poco. El cloruro de hidrógeno se desprende y puede recogerse por desplazamiento ascendente del aire,
o puede disolverse en agua.
Aplicaciones
El ácido clorhídrico sigue al sulfúrico en importancia industrial. Se emplea como catalizador para obtener glucosa
y otros productos por hidrólisis del almidón; en las industrias textil, de colorantes y drogas; para preparar cloruros
de diversos metales y baños de decapado para eliminar la escoria de óxido de las chapas de hierro antes de estañar.
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Acido nítrico
Historia y estado natural
El ácido nítrico era ya conocido por los antiguos alquimistas que lo llamaron aqua fortis. En 1650, Glauber
(químico holandés) lo obtuvo destilando una mezcla de nitrato potásico y ácido sulfúrico. En 1776 Lavoisier
mostró que era un compuesto que contenía oxígeno pero su fórmula (HNO 3 ) fue establecida en 1816 por GayLussac.
El ácido nítrico no se encuentra libre en la naturaleza excepto como indicios en el aire después de una tormenta;
en cambio sus sales como el nitrato sódico y el potásico están muy difundidas. En los ambientes de las grandes
ciudades, contaminados por óxidos de nitrógeno, se forman pequeñas gotitas de ácido nítrico que se unen en
gotas mayores y constituyen, junto con el ácido sulfúrico la llamada lluvia ácida.
Enlace
La molécula de ácido nítrico es plana con los átomos de oxígeno en los vértices de un triángulo equilátero y con
una estructura que debe explicarse acudiendo a la teoría de resonancia ya que los tres enlaces nitrógeno-oxígeno
son equivalentes.
Propiedades físicas
Es un líquido incoloro, de densidad 1,50 g/ml, que da humos en el aire húmedo. Se mezcla con agua en todas
las proporciones.
Propiedades químicas
El ácido puro es algo inestable y se descompone al calentarlo y por acción de la luz:
4 HNO 3 ÿ 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2
En disolución acuosa es estable y presenta las características de un ácido fuerte.
Es un ácido sumamente corrosivo que, en contacto con la piel, produce quemaduras dolorosas. El diluido
mancha las manos de amarillo por la acción sobre las proteínas con las que forma el ácido xantoproteico. Con
los compuestos orgánicos da origen a derivados como la nitrocelulosa o el nitrobenceno.
Es un oxidante eficaz. Disuelve, por ejemplo, a algunos metales que no son atacados por otros ácidos siendo el
ion nitrato el agente oxidante:
3 Cu + 8 HNO 3 ÿ 3 Cu (NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
Es capaz de oxidar también a los no metales:
3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O ÿ 3 H 3 PO 4 + 5 NO
y a muchos compuestos:
3 H 2 S + 2 HNO 3 ÿ 6 H 2 O + 3 S + 2 NO
Obtención
En gran escala y también en el laboratorio, el ácido nítrico se puede obtener haciendo reaccionar el nitrato
sódico con el ácido sulfúrico concentrado:
H 2 SO 4 + NaNO 3 ÿ NaHSO 4 + HNO 3
La reacción es reversible a temperaturas ordinarias pero, al calentar se desprenden vapores de ácido nítrico y el
equilibrio se desplaza hacia la derecha. Los vapores se condensan en refrigerantes enfriados con agua. En el
laboratorio puede utilizarse el aparato de la figura.
Un método mucho más importante para la producción de ácido nítrico se basa en la oxidación catalítica del
amoníaco debida a Ostwald y desarrollado extensamente en Alemania durante la primera Guerra Mundial. El
amoníaco se mezcla con una diez veces su volumen de aire, precalentado a unos 600ºC; la mezcla se pone en
contacto con una malla de platino, que es el catalizador. La reacción es exotérmica y la temperatura asciende a
unos 1000ºC:
4 NH 3 + 5 O 2 ÿ 4 NO + 6 H 2 O
Luego se añade más aire para disminuir la temperatura de la mezcla y oxidar el monóxido de nitrógeno a
dióxido de nitrógeno:
2 NO + O 2 ÿ 2 NO 2
El dióxido reacciona con agua para formar primeramente ácido nítrico y ácido nitroso:
2 NO 2 + H 2 O ÿ HNO 3 + HNO 2
pero este último se descompone seguidamente según la ecuación:
2 HNO 2 ÿ NO 2 + NO + H 2 O
Aplicaciones
El ácido nítrico se usa en la fabricación de colorantes, explosivos, materias plásticas, perfumes y drogas. Sus
sales son importante como abonos.
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