Temas Selectos de Química

1. Departamento de Física y Química
Química
2º Bachillerato
I.E.S.
Arquitecto Ventura Rodríguez
ACIDOS Y BASES DE INTERES INDUSTRIAL Y EN LA VIDA
COTIDIANA
Los ácidos y bases tienen una gran utilidad en función de sus propiedades. La obtención industrial de
los más importantes es la que se indica a continuación:
Ácido nítrico (HNO3): se obtiene por el método de Ostwald, desarrollado en Alemania durante la
1ªGM, basado en la oxidación de amoniaco con O2 utilizando platino como catalizador:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  4 NO (g) + 6 H2O (g) H<0
El NO es insoluble en agua, por lo que debe oxidarse a NO2 que es soluble: 2 NO + O2  2 NO2
El NO2 al reaccionar con agua en caliente forma HNO3. 3 NO2 + H2O  2 HNO3 + NO
El HNO3 se concentra por destilación para utilizarlo como reactivo de base para otros procesos
químicos industriales: preparación de nitratos (abonos), preparación de derivados orgánicos para
fabricar explosivos (nitroglicerina, dinamita, TNT,…), obtención de plásticos, fibras ...
Ácido sulfúrico (H2SO4): se obtiene a partir de la oxidación del SO2 a SO3.
SO2 + 2 O2  SO3 H<0
Al ser una reacción exotérmica el equilibrio se desplaza a la derecha al disminuir la temperatura, pero
entonces la reacción es lenta por lo que se requiere un catalizador y la temperatura óptima de trabajo
supone un compromiso entre velocidad de reacción y equilibrio.
El método tradicional de obtención ha sido el de las cámaras de plomo: mediante una catálisis
homogénea (catalizador NO, NO2) pero en la actualidad el H2SO4 se obtiene por el método de
contacto: la oxidación del SO2 a SO3 se hace en un horno con platino (catálisis heterogénea), luego se
hace reaccionar el SO3 con agua y forma H2SO4. Se utiliza en la preparación de fertilizantes (sulfato
amónico) en el refino del petróleo, en industrias textiles (seda artificial) y en industrias orgánicas
(pinturas, colorantes, plásticos), para preparar otros productos químicos, en pilas, acumuladores y en
la fabricación de explosivos.
Ácido clorhídrico (HCl): en disolución acuosa se comporta como ácido fuerte y en la industria se
obtiene por reacción del cloro con hidrógeno: Cl2 (g) + H2 (g)  2 HCl (g).que es exotérmica, tomando
precauciones por la violencia con la que transcurre. El Cl2 se obtiene por electrolisis de la sal
común,NaCl en disolución acuosa. A partir del HCl (g) se obtiene el ácido clorhídrico de la
concentración deseada por disolución en agua. Es el ácido inorgánico más utilizado después del
sulfúrico. Se emplea en el decapado de metales para su posterior recubrimiento, en la industria de
curtidos, para recuperar petróleo de pozos por disolución de rocas que impiden su salida, como
desatascador, obtener tintes y jabones y como reactivo en análisis químicos.
Amoniaco (NH3): se obtiene industrialmente por el método Haber-Bosch, según la reacción:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) H<0
Al ser exotérmica, para obtener NH3 con un rendimiento aceptable, se necesita operar a altas
presiones y temperaturas bajas, pero la reacción se hace muy lenta. Utilizando hierro con trazas de
Al2O3 como catalizador, Tª del orden de 400-600ºC y presiones entre 100 y 1000 atm se consigue un
rendimiento 50 al 70%. El NH3 pasa por ser uno de los productos más empleados en la obtención de
otros como ácido nítrico o sales amónicas. Desde la antigüedad se utiliza para blanquear y
actualmente se emplea también en la preparación de plásticos, colorantes, productos de limpieza y
fertilizantes además de como refrigerante en máquinas frigoríficas.

2. Sosa (Na2CO3): se obtiene industrialmente por el método Solvay: se obtiene primero NaHCO3, que
se transforma después en Na2CO3 por calentamiento. El NaHCO3 se obtiene haciendo pasar NH3 y
CO2 gaseosos, a través de una disolución saturada de NaCl:
NaCl (aq) + NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (l)  NaHCO3 (s) + NH4Cl (aq) H<0
Los productos se separan por filtración y luego calentando: 2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
La sosa se usa para obtener NaOH (sosa cáustica): Na2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + 2 NaOH y se
emplea en la fabricación de detergentes, jabones, papel y como ablandador de aguas duras; el NaOH
se utiliza en la fabricación de papel, tejidos y detergentes.
La industria química y el medio ambiente: Gran parte del deterioro que sufre hoy el medio
ambiente se relaciona de algún modo con la industria química, debido a varias causas: el uso de
fuentes de energía, los procesos químicos empleados y el riesgo en la utilización de algunos
productos químicos. La industria química necesita gran cantidad de energía que procede en buena
parte de combustibles fósiles: carbón, petróleo y gas natural. Los productos de estas combustiones,
de emisión de gases de los tubos de escape de automóviles y del uso doméstico originan sustancias
en la atmósfera que provocan la lluvia ácida y el efecto invernadero. El desarrollo de ciertos procesos
químicos provoca la formación de sustancias contaminantes que llegan al medio y ciertos productos
químicos, que en su momento se introdujeron en el mercado con aparente éxito han debido ser
desaconsejados o prohibidos al cabo del tiempo por haberse descubierto algún riesgo en su
utilización: el asbesto usado durante mucho tiempo como aislante en la construcción, ocasiona cáncer
de pulmón por inhalación; los CFC´s introducidos en 1930 como sustancias refrigerantes y utilizados
después en aerosoles están siendo retirados por su influencia en el deterioro de la capa de ozono, etc.
El desarrollo tecnológico incide sobre el medio ambiente modificando directa o indirectamente los
ecosistemas y los ciclos naturales. Los problemas medioambientales se derivan de la contaminación
producida por sustancias sólidas, líquidas y gaseosas. (Ampliar con texto del libro pág. 285)
El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias:
El agua pura tiene pH=7 pero el agua de lluvia es ácida pH
>7 ( 5,6) y hoy día en muchas regiones de la Tierra es
inferior a 4,5. La fuente natural de la acidez del agua de
lluvia es el CO2 (g) ya que: CO2 (aq) + H2O (l)  HCO3
-
+
H3O+
Ka= 4,3.10-7
resultando pH=5,6, pero en tormentas
con relámpagos se forma NO (g) por reacción del N2(g) y
O2(g) en el aire a alta temperatura, que se oxida a NO2 y
forma: 3 NO2 (g) + H2O (l)  2 HNO3 (aq) + NO (g), que
también contribuye de forma natural a la acidez del agua
de lluvia.
Pero las impurezas de azufre que acompañan al carbón, al petróleo y en menor medida al gas natural
originan óxidos de azufre y las altas Tª que se alcanzan en las combustiones hacen que pueda
reaccionar el N2 (g) con el O2 (g) del aire y se originan NOx. Los óxidos SOx y NOx reaccionan con el
vapor de agua de nubes y se forman los ácidos sulfúrico H2SO4 y nítrico HNO3 que originan la lluvia
ácida que produce daños irreparables en la vegetación, en materiales de construcción de edificios y
estatuas, en corrientes y lagos de agua dulce y sobre todo en bosques. La vida acuática puede llegar a
desaparecer y la masa arbórea acaba por morir ya que la lluvia acida, elimina algunos nutrientes
importantes del suelo y moviliza iones no deseados: solubiliza en el suelo sales inicialmente
insolubles, con la consiguiente presencia de iones metálicos peligrosos para la salud (Pb, Cd, Hg o
Zn) ya que se además de introducirse en las corrientes de agua se incorporan a la cadena trófica.
Las medidas para reducir las emisiones de SO2 (g) y NO (g) pasan por la utilización de combustibles
de bajo contenido en azufre, el control de la temperatura de combustión y disminuir las emisiones de
gases en los tubos de escape de los automóviles.