Aplicaciones Del Amoniaco en La Industria

 

 

Aplicaciones del amoniaco en la industria 

 

 

FERTILIZANTE  La mayor parte del amoniaco (80%) se destina a la fabricación de fertilizantes, como NITRATO AMÓNICO: NH4NO3    SALES AMÓNICAS: (NH4)2SO4 , (NH4)3PO4    UREA: (NH2)2C=O

 

Los fertilizantes suelen ser una mezcla de varios compuestos, pensada para suplir las carencias que presentan diferentes tipos de suelo y cubrir las necesidades necesidades de los cultivos. Debido a ello, el porcentaje de cada elemento varía. El agricultor debe analizar el suelo que quiere cultivar para conocer sus carencias. Una vez conocidas, deberá comprar el fertilizante que más le convenga de acuerdo con las necesidades del suelo. Los fertilizantes más corrientes son los nitrogenados y aquellos que contienen fósforo. Los fertilizantes nitrogenados suelen ser sales de amonio, generalmente nitratos. El nitrato de amonio, NH4NO3, es el que más se utiliza, ya que es soluble, pues puede ser almacenado y transportado como un sólido y contiene un elevado porcentaje de nitrógeno. También se utiliza la urea, o el sulfato de amonio. En ocasiones se añade al fertilizante carbonato de calcio para regular la acidez del suelo. El fósforo suele aportarse en forma de fosfatos. El material de part partida ida es el fosfato de calcio, una roca insoluble que se trata con ácido sulfúrico y se convierte en un compuesto de fósforo soluble. La reacción entre ambos proporciona dihidrogenofosfato de calcio, que ya es soluble en agua, y sulfato de calcio. Aunque necesitemos los fertilizantes para obtener o btener unos cultivos adecuados, también causan problemas. Los nitratos, por ejemplo, son muy solubles en agua y las plantas los asimilan con rapidez. Sin embargo, se disuelven en el agua de lluvia y son arrastrados a los ríos, contaminándolos. Para evitarlo, podemos utilizar urea, que también contiene nitrógeno y es mucho más insoluble. Ello hará que su efecto sobre las plantas sea más lento, pero no contaminará las aguas ni se perderá disuelta en agua de lluvia.

 

  Los fertilizantes mezclados son una combinación mecánica o química de dos o más m ás materiales fertilizantes y que contiene dos o más elementos esenciales. esenciales. Existen fertilizantes formadores de ácido los cuales son capaces de aumentar la acidez del suelo, lo que proviene principalmente de la nitrificación de las sales amónicas por las bacterias del suelo. Los fertilizantes básicos o alcalinos disminuyen la acidez del suelo, mientras que los fertilizantes neutrso o no formadores de ácidos son aquellos que no aumentan ni disminuyen el pH al ser agregadoa a un suelo. Los fertilizantes son adicionados con materiales de carga o rellenadores, que son materiales que se mezclan a un fertilizante para que una unidad dada proporcione los nutrientes señalados en el análisis y otros nutrientes distintos del nitrógeno, el fósforo o potasio. Para regular la acción de los fertilizantes se pueden utilizar agentes neutralizantes. La piedra caliza dolomita se utiliza como neutralizador, siendo además fuente de magnesio. Es menos probable que la dolomita cause reversión del fosfato monocálcico que la calcita (CaCO 3). Las reacciones químicas en los fertilizantes mezclados dependen del contenido de humedad, temperatura y tamaño de las partículas. part ículas. Las reacciones químicas de doble descomposición ocurren entre dos compuestos, sin un ion común, en presencia de humedad, por ejemplo: Ca (H2P O4)2 + (NH4)2SO4 -----> CaSO4 + 2 NH4H2PO4  Esta reacción es muy lenta se tarda aproximadamente 2 meses. 3 + KCl -----> NH4Cl + KNO3 NH4NO (NH 4)2SO4 + 2 KCl -----> 2 NH4Cl + K2SO4

NITRATO DE AMONIO  El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado muy importante debido a su alto contenido de nitrógeno (33%), a la sencillez y bajo costo de su manufactura y a su valiosa combinación de nitrato de acción rápida y nitrógeno amoniacal de acción más lenta. Su tendencia a formar tortas tort as al estar almacenado redujo su aceptación al principio, pero una granulación apropiada, junto con la adición de agentes antihigroscópicos, así como un mejor envasado, han ha n solucionado buena parte de este problema. Un alto porcentaje de los explosivos comerciales y muchos de los militares contienen nitrato de amonio barato como ingrediente principal del explosivo. El nitrato de amonio es difícil de hacer detonar, pero cuando se sensibiliza con aceite o se mezcla con otros materiales explosivos, puede hacerse detonar con un detonador inicial grande. Las mezclas de nitrato de amonio son “permisibles, esto es, su empleo se permite en las minas de carbón, donde

pueden haber vapores combustibles. El uso de explosivos en minas y carreteras proporciona un mercado grande y continuo. El amatol es una mezcla de TNT y nitrato de amonio granular (NA). Este es el principal explosivo militar convencional. El estallar el explosivo, el NA se descompone rápida y violentamente para formar nitrógeno elemental. NH4NO3 --------- 2N2 + 4H2O + O2  A diferentes condiciones, por ejemplo, entre 200 y 260 oC, se descompone con seguridad para formar óxido nitroso anestésico. Éste es el método m étodo comercial de preparación NH4NO3 --------- N2O + 2H2O El nitrato de amonio se prepara haciendo reaccionar ácido nítrico (hecho por oxidación del amoniaco) con amoniaco. NH3(g) + HNO3(aq) --------- NH4NO3 (aq)

H

= – 86.2 kJ

 

  Si se proporciona adecuadamente y se precalienta, la reacción puede funcionar continuamente para producir nitrato de amonio fundido con muy bajo contenido de agua (1 a 5%), que puede prepararse en pequeñas esferas (prills) haciendo gotear el producto de la reacción r eacción a través de una torre de carga o en escamas, enfriándolo en bandas o en tambores. Por un tratamiento en lecho fluidizado, es posible obtener un material granular, seco, como producto. También se han empleado procesos intermitentes, pero los costos de mano de obra y de equipo son prohibitivos

SULFATO DE AMONIO El sulfato de amonio, que tiene poca tendencia a formar tortas durante el almacenamiento, fue aceptado por los granjeros mucho antes que el nitrato de amonio se hiciera no aterronable. Originalmente se obtenía empleando ácido sulfúrico para lavar el amoniaco subproducto del gas del horno de coque, y mucho se produce todavía de esta manera. Sin embargo, la mayor parte del sulfato de amonio se produce ahora por reacción entre al amoniaco sintético y el ácido sulfúrico

 

 

REFRIGERANTE   Introducción El desarrollo de la refrigeración mecánica data de los primeros años de la revolución industrial. Al día de hoy, el amoniaco permanece como el refrigerante más utilizado en sistemas de refrigeración industrial para procesar y conservar la mayoría de los alimentos y bebidas. El amoniaco ha estado en el liderazgo de los avances de tecnología en refrigeración, siendo parte esencial del procesamiento, almacenamiento y logística de distribución de los alimentos. Más recientemente, los sistemas de refrigeración con amoniaco han sido utilizados en sistemas de aire acondicionado para grandes edificios y para mejorar la eficiencia de las plantas generadoras de energía eléctrica. Incluso la NASA ha reconocido las ventajas del amoniaco como refrigerante, seleccionándolo seleccionándol o para su uso en la Estación Espacial.

Las ventajas del amoniaco son bien conocidas. El amoniaco no destruye la capa de ozono y no contribuye al efecto invernadero asociado al calentamiento global. De hecho el amoniaco, uno de los compuestos más comúnmente encontrados en la naturaleza, es esencial en el ciclo del nitrógeno de la tierra y su liberación a la atmósfera es inmediatamente reciclad reciclada. a. El uso del amoniaco como refrigerante es consistente con los acuerdos internacionales de de reducción del calentamiento global y destrucción de la capa de ozono, y debido a su aplicación probada como un refrigerante seguro y eficiente durante los últimos 150 años, está inmediatamente disponibl disponiblee para un mayor uso y nuevas aplicaciones. Desde un punto de vista puramente económico, sin considerar las regulaciones innecesarias, innecesarias, el amoniaco debería de tener una mayor aplicación como refrigerante de la que actualmente cuenta. Desde un punto de vista operacional, el amoniaco es generalmente aceptado como el refrigerante industrial más eficiente y económicamente efectivo, un importante beneficio para los consumidores ya que costos menores de operación representan un costo menor de los productos alimenticios. Con una mayor atención dirigida al calentamiento global de la Tierra y con los esfuerzos internacionales extraordinarios en la última década para reducir el uso de refrigerantes nocivos al

 

  medio ambiente, combinado con sus ventajas económicas, el amoniaco está muy bien posicionado para ser el refrigerante del siglo XXI. ¿Hace cuánto se ha utilizado el amoniaco como refrigerante?  refrigerante?  El amoniaco estuvo entre los primeros refrigerantes usados en los sistemas mecánicos, y es el único de los primeros refrigerantes que sigue siendo vigente. La refrigeración mecánica fue desarrollada en los años 1800s basada en el principio de la compresión del vapor. El primer equipo práctico de refrigeración usando la compresión de vapor fue desarrollado en 1834 y para finales de los 1800s los sistemas de refrigeración eran usados en las cervecerías y almacenes refrigerados. El diseño básico del sistema de refrigeración con compresión de vapor, usando el amoniaco como refrigerante en un ciclo cerrado de evaporación, compresión, condensación y expansión ha cambiado muy poco desde principios de los años . ¿Qué tan común es la refrigeración con amoniaco?  amoniaco?  Hace muchos años, la industria de alimentos y bebidas adoptó la refrigeración con amoniaco. Las ventajas económicas por sí mismas lo hacían el refrigerante r efrigerante de elección para almacenes refrigerados, plantas de procesamiento, así como la industria láctea y la industria cárnica. Casi toda la comida en el desayuno, comida y cena en la mesa familiar pasa a través de alguna instalación de refrigeración amoniaco antes depescado, llegar a las tiendas ycongelados, supermercados, incluyendo vegetales y frutascon frescas, carne, pollo, alimentos leche, queso, helado, y bebidas como refrescos, cervezas y vinos. ¿Cómo se utiliza la refrigeración con amoniaco actualmente?  actualmente?  La refrigeración con amoniaco ha sido la espina dorsal de las industrias de procesamiento y almacenamiento de alimentos desde principios de los años 1900s. La refrigeración con amoniaco es el método más económico y más eficiente energéticamente energéticamente para el proceso y almacenaje de alimentos congelados y refrigerados. Es el caballo de batalla para el enfriamiento de post-cosecha de frutas y vegetales, el enfriamiento de carne, pollo, pescad, refrigeración para la industria de bebidas, incluídas cerveza, vino y refrescos, refrigeración para leche y queso, y para la congelación del helado. Prácticamente todas nuestros alimentos pasan en algún momento por alguna planta o almacén que usa refrigeración con amoniaco antes de llegar a nuestra mesa. ¿Cuáles son las ventajas generales del uso del amoniaco a moniaco como refrigerante? refrigerante?   Como refrigerante, el amoniaco ofrece tres claras ventajas sobre otros ot ros refrigerantes comúnmente utilizados. Primero, el amoniaco es compatible con el medio ambiente. No destruye la capa de ozono y no contribuye al calentamiento global de la tierra. Segundo, el amoniaco tiene propiedades termodinámicas termodinámicas superiores, lo que da como resultado que los sistemas de refrigeración con amoniaco consuman menos energía eléctrica. Tercero, el olor característico del amoniaco es su mayor cualidad de seguridad. A diferencia de otros refrigerantes industriales que no tienen olor, la refrigeración r efrigeración con amoniaco tiene un historial probado de seguridad en parte porque las fugas son detectadas fácil y rápidamente. ¿El amoniaco contribuya al calentamiento global?  global?   No. Al igual que no daña la capa de ozono, el amoniaco, con un ciclo de vida en la atmósfera de

 

  menos de una semana, no contribuye al efecto invernadero responsible del calentamien calentamiento to global. El calentamiento global es resultado de la radiación de onda corta, cerca del infrarrojo, que llega a la Tierra proveniente del sol. Aproximadamente el 50% de la radiación del sol llega a la Tierra. Ésta es absorbida por la superficie de la Tierra que reemite la radiación en ondas infrarrojas. Esta radiación reemitida es parcialmente absorbida por gases conocidos como gases invernadero. Estos gases invernadero pueden ser naturales (CO2, vapor de agua, etc.) o fabricados por el hombre (CO2, N2O, CH4, Freones, CFC, HCFC, HFC, Etc.) Seguridad del Sistema ¿Son seguros los sistemas de refrigeración con amoniaco?  amoniaco?  Cualquier sistema de refrigeración mecánica es propenso a tener fugas. Este hecho es exacerbado cuando las fugas involucran a refrigerantes sin olor, lo que es demostrado por la gran cantidad de Freones CFC’s en la atmósfera al día de hoy. La seguridad inherente de la refrigeración con amoniaco es explicada en parte por el olor o lor característico del amoniaco, el cual indica incluso la fuga más pequeña, a concentraciones mucho menores de cualquier nivel peligroso. Las otras características físicas del amoniaco tales como su densidad y su limitado rango de flamabilidad, los avances de ingeniería en sistemas de refrigeración, y una adecuada cantidad de operadores debidamente capacitados contribuyen al excelente record de seguridad del amoniaco. ¿El amoniaco es peligroso porque huele tan mal?  mal?   El fuerte olor caraterístico del amoniaco le da una cualidad de auto-alarma. El hecho de que huele tan mal es una de sus mayores características de seguridad. Hasta los rastros más tenues de amoniaco en el aire pueden ser detectados. Esto permite una reparación inmediata y segura de fugas en el sistema. En contraste con el penetrante olor del amoniaco, otros refrigerantes comúnmente usados como los Freones halocarbonados no tienen olor y sus fugas son difíciles de detectar sin el empleo de sistemas mecánicos. El olor punzante del amoniaco motiva a los individuos a abandonar el área donde se presente una fuga antes de que se acumule una concentración peligrosa. ¿El amoniaco es explosivo?  explosivo?  El amoniaco es difícil encender y tiene t iene un rango yde flamabilidad muy estrecho. El te amoniaco espuro flamable solode a muy altas concentraciones bajo condiciones extremadamen extremadamente limitadas. El vapor de amoniaco que contiene aceite o algún otro contaminante flamable puede incrementar la posibilidad de una explosión. Sin embargo, el amoniaco no puede mantener una llama por si mismo; el encendido de vapor de amoniaco requiere una fuente de fuego externa ininterrumpida. Por estas razones, las explosiones de amoniaco son muy raras. r aras. Un sistema de refrigeración de amoniaco adecuadamente diseñado que esté ventilado y libre de llamas o fuentes de ignición reduce la posibilidad de una explosión.

 

 

FABRICACION DE UREA  Una parte importante de la producción de amoniaco (15%) se destina a la fabricación de la urea (NH2 )2C=O. 2 NH3 + CO2 → (NH2 )2CO + H2O La urea contiene un 46% de nitrógeno, en masa y es un excelente fertilizante, bien como sólido  puro, o bien como sólido mezclado mezclado con sales de amonio, o en disolución disolución acuosa muy concentrada mezclada con NH4NO3 o NH3(o con ambos).

FABRICACIÓN DE UREA Y APLICACIONES AP LICACIONES

La urea (NH2-CO2-NH2) tiene un elevado contenido de nitrógeno asimilable por las plantas y en condiciones ambientales ambientales normales es muy estable. Además de su empleo directo como abono simple, se utiliza como materia prima que aporta este nutriente a los fertilizantes complejos NPK, pues su transporte, almacenamiento y manipulación resultan mucho más seguros y económicos que los del amoniaco anhidro y de sus disoluciones acuosas. También se utiliza como componente de las resinas urea-formaldehido empleadas como adhesivos en la fabricación de tableros aglomerados. Se produce en plantas de gran capacidad en unidades anexas a las de amoníaco, a partir de este producto y del CO2 que se desprende en la descarbonatación del gas de síntesis, por reacción de dos moles del primero con un mol mo l del segundo. Las reacciones que se verifican entre el NH3 y el CO2 disueltos en agua son muy diversas según las condiciones en que se producen (relación molar NH3/CO2 y temperatura):

La presión influye por la distinta solubilidad de ambos gases en el agua, de modo que para una misma relación molar en la fase gas, la relación molar en la fase líquida puede ser muy distinta según la temperatura y la presión. En la figura 4.7 se incluye un diagrama tridimensional de equilibrio debido a Terres y Behrens que determina los productos de la reacción entre el amoníaco y el anhídrido carbónico en función de la temperatura y de las concentraciones de ambos reactivos en la disolución acuosa.

 

 

Diagramas de equilibrio entre fases de las disoluciones saturadas de NH3 y CO2 en agua El diagrama tridimensional de la figura 4.7 se construye a partir de series de diagramas triangulares obtenidos a distintas temperaturas por análisis de las disoluciones saturadas y de los precipitados que se obtienen mediante evaporación de agua en condiciones isotermas partiendo de diferentes concentraciones. concentraciones. Los tres vértices vért ices corresponden a cada uno de los tres componentes del sistema y cualquier punto del interior corresponde a una composición perfectamente determinada mediante las coordenadas triangulares. Las tres fases sólidas (bicarbonato amónico, carbonato amónico y carbamato amónico) tienen cada una un punto representativo. En cada diagrama isotermo queda definida una zona próxima al vértice del agua, en la que solo aparece una única fase: la disolución con todos los iones: bicarbonato, carbonato, carbamato y amonio. Partiendo de cualquier punto de esta zona, al evaporar el agua el punto representativo del sistema se desplaza se aleja del citado vértice siguiendo una línea recta hasta alcanzar la curva de saturación. A partir de ese punto coexisten dos fases: la disolución saturada y una fase sólida correspondiente a uno de los tres posibles precipitados; precipitados; los puntos de la recta que representan la composición global del sistema no tienen ya significado real sino que son  puntos virtuales o puntos suma de los correspondientes a las dos fases (la solución saturada y el sólido precipitado). Las cantidades de cada fase están en la misma relación que la de los segmentos que define el punto representativo de cada fase con el punto suma, según la ley de la palanca. La coexistencia dos fases y lamás líquida corresponde concentración fija,laes decir un punto y no a unadecurva, puessólidas una fase supone un grado adeuna libertad menos, por regla dealas fases. Ese punto es el corte de las curvas de saturación de la disolución con cada uno de los precipitados y es siempre un punto anguloso, con tangentes distintas en cada curva. A temperaturas mayores la zona correspondiente a una única fase líquida aumenta, a pesar de que la solubilidad de los gases por separado en el agua disminuya.

 

 

Experimentalmente se comprueba que a 33 ºC ya no precipita más carbonato amónico y que a 106 ºC funde el bicarbonato amónico, y solo precipita el carbamato amónico. A partir de 135ºC aparece una nueva fase sólida: la urea que no admite representación en este diagrama triangular

Fase, tal y como se pone de manifiesto en la figura 4.8. En definitiva las reacciones que se verifican en la síntesis de la urea son las (4.6) y (4.7) que tienen lugar simultáneo y consecutivamente en un único reactor a temperaturas del orden de 200 ºC y a presiones de unas 180 ata, sin necesidad de catalizador. Como la reacción (4.6) es fuertemente exotérmica (DH = -28.000 Kcal/kmol) no se precisa aporte de calor para calentar los reactivos a la temperatura de reacción.

 

 

Fig. 4. 8. Progreso del grado de conversión del carbamato a urea con el tiempocon una relación molar NH3/CO2 de 2/1 a distintas temperaturas.

En las condiciones antedichas la reacción de formación del carbamato es prácticamente completa (grado de conversión 100 %) y la de deshidratación de éste del orden del 55 % cuando la relación molar NH3/CO2 es de 2/1, pero

Fig. 4. 9. Dependencia del grado de conversión en el equilibrio con la relación molar  NH3 /CO2 Según la temperatura. 

Mejora extraordinariamente cuando dicha relación se hace mayor y, no tanto, t anto, cuando se hace menor. En todo caso la alimentación al reactor tiene que estar en la relación estequiométrica para que el régimen sea permanente. En la figura 4. 9 se cuantifica esta mejora del rendimiento para las condiciones citadas. En general se trabaja con relaciones molares entre 3,5 y 4/1, con lo que se consiguen grados de conversión del orden de 75 - 80 % a urea (en unos 10 minutos de tiempo de residencia en el reactor que dispone de un lining de titanio para aguantar del medio.),hidráulico siendo necesario proceder a la separación de ambos productos, que conlaelagresividad agua constituyen la única fase existente, y a la recuperación del carbamato amónico no convertido. La caída de conversión del carbamato a urea que se puede comprobar a temperaturas de reacción por encima de 160 ºC en la figura 4.7 cuando se prolonga excesivamente el tiempo de residencia en el reactor es debido a la reacción de oligomerización de la urea, que desprende amoníaco produciendo diuret, triuret y otros Compuestos de alto peso molecular:

 

  Dos son las técnicas empleadas para la separación del carbamato residual: la descompresión y el desgasado o “stripping” con CO2.  En el proceso de descompresión descompresión el efluente saliente del reactor se lamina desde la presión de 180 1 80 ata a 18 ata (por ejemplo), de manera que el carbamato no convertido en urea se descompone casi totalmente y se genera una corriente gaseosa en la que se incluye el amoniaco en exceso que permanecía disuelto. La fase líquida separada del gas está constituida por una solución saturada de carbamato, CO2 y NH3, en la que está disuelta la urea producida. Esta disolución se lamina nuevamente a 1,8 ata para descomponer el resto de carbamato, se concentra en una serie de evaporadores que eliminan el agua que la acompaña para, finalmente, cristalizar la urea en un cristalizador o, más frecuentemente, granularla en una torre tor re de perdigonado (“prilling”). El

diagrama de bloques de este proceso se incluye en la figura 4.10 a la izquierda. El proceso de desgasado se basa en la idea de no reducir la presión absoluta del efluente del reactor, sino en reducir la presión parcial del amoniaco de la fase gaseosa, con lo que se desplaza el equilibrio de la reacción (4.6) hacia la izquierda. Para ello se pone en contacto la corriente saliente del reactor con el CO2 comprimido que se alimenta a la planta. De esta manera, además de descomponerse el carbamato no convertido en urea, se desgasa la solución de urea del exceso de amoníaco. A continuación se procede a la descompresión escal escalonada, onada, como en el proceso convencional, se evapora el agua para concentrar la solución de urea y se procede a su cristalización o granulación. El diagrama de bloques de este proceso se incluye en la figura 4.10 a la derecha.

 

 

MANUFACTURA DE ACIDO NITRICO Y NITRATO MANUFACTURA DE AMONIACO  Durante muchos años se desarrollaron métodos para la preparación y purificación del ácido nítrico a partir de nitratos naturales. A finales del siglo XIX y principios del XX, W.F. Otswald (1853-1932)  pone a punto el método que lleva su nombre nombre para la obtención del ácid ácido o nítrico a partir del  amoniaco.

El ácido nítrico, HNO3, se obtiene al oxidar el amoniaco. Se utiliza para producir fertilizantes como el nitrato de potasio, y explosivos, como el TNT o la dinamita. También se usa para fabricar nailon o medicamentos. En la obtención del ácido nítrico distinguimos tres etapas:   Se mezcla 1 volumen de de amoniaco (obtenido por el Proceso Proceso Haber o por el de la cianamida), cconº onº 10 volúmenes de aire caliente (600ºC) y se hace pasar por una malla de platino (catalizador), donde se lleva a cabo el proceso: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O + 216 Kcal Con el calor desprendido la temperatura aumenta hasta 1000ºC, pero el catalizador impide la disociación del NO. Con más aire se enfría la mezcla y se oxida el NO: 2NO + O2 2NO2 + 27 Kcal. El NO2 se hace reaccionar con agua para formar una mezcla de ácidos nitrogenados: 2NO2 + H2O NO2H + HNO3  Se estima que el ácido nítrico, junto con el nitrato amónico, es el principal destino del Amoníaco que se consume en el mundo (42 %) seguido muy de cerca por la urea (40 %). El ácido nítrico y los nitratos son los productos químicos en los que el átomo de nitrógeno presenta El mayor grado de oxidación. Industrialmente no se obtienen a partir del nitrógeno del aire, que sólo se Combina con el oxígeno en circunstancias muy especiales (descargas eléctricas en la atmósfera y Combustiones a muy altas temperaturas) generando gases nitrosos que con el agua llegan a producir al éste se obtienen los nitratos. Esto no obstante y a pesar de la gran solubilidad en agua Ácido, y de de Todos ellos, en la naturaleza existen grandes yacimientos de nitratos naturales como es el caso del Desierto de Atacama en Chile (nitrato sódico) y otras áreas geográficas de casi nula pluviometría. En la industria el ácido nítrico se obtiene a partir de amoníaco, lo que supone una vía bastante Ineficaz. Es preciso reducir el nitrógeno atmosférico hasta un número de oxidación de -3 para luego Oxidarle hasta +5. Sin embargo no se ha logrado hasta el momento un proceso de oxidación directa Del nitrógeno. Números de oxidación intermedia presentan los gases nitrosos y los nitritos. Gases nitrosos Los óxidos de nitrógeno son gases g ases en condiciones ambientales normales. Sus características Principales que figuran con en laeltabla 4.1. Todos ellos, excepto monóxido llamado Protóxido), son son las muy reactivos oxígeno, transformándose de el unos a otros (también con gran facilidad

 

  y rapidez por lo que es imposible aislarlos y determinar la proporción en que aparecen mezclados. Sin embargo algunos de ellos pueden separarse de sus mezclas condensando a bajas temperaturas y otros lo hacen en fase sólida a temperaturas mucho más bajas.

TABLA 4.1 PROPIEDADES DE LOS GASES NITROSOS

Nota: A pesar de la denominación de los dos anhídridos, los ácidos nitroso y nítrico se forman a partir de la mezcla de los óxidos de nitrógeno mediante una serie compleja de reacciones simultáneas en fase gas y en fase líquida. El óxido nítrico, el dióxido y el tetróxido de nitrógeno se transforman uno en otro al variar la temperatura según el esquema: (alta temperatura) NO +1/2O2 º NO2 º 1/2 N2O4 ( baja temperatura) por lo que se suelen designar como NOx, pero su concentración se expresa generalmente como NO2, al tratar las muestras de gases con un oxidante fuerte. Son muy tóxicos aunque su olor no es desagradable. Se producen como residuos cuando el ácido nítrico actúa como agente oxidante. Contrariamente el N2Oque es muy estable y se usa como portador anestésicos cirugía en lugar del nitrógeno, puede ser peligroso. Se le gas conoce comode gaslos hilarante o de en la risa, pues produce un relativo bienestar. Se produce por descomposición catalítica del nitrato amónico y se considera un producto farmacéutico. El pentóxido de nitrógeno se ha empezado a utilizar como un agente nitrante muy limpio en la industria de los nitroderivados y nitoésteres orgánicos, aunque es mucho más caro que el ácido nítrico concentrado. El sesquióxido (también denominado denominado trióxido) no se utiliza debido a su reducida estabilidad pues se descompone según la reacción: N2O3 º NO + NO2 Ácido nítrico Se fabrica y comercializa mayoritariamente en forma de disolución acuosa con una concentración próxima al 60 %w (ácido diluido), pero también con concentraciones en el intervalo 98-99 %w (ácido concentrado o fumante). Esta segunda variedad se puede obtener de la primera mediante destilación extractiva con agentes deshidratantes (como por ejemplo el ácido sulfúrico concentrado) que

 

  desplazan el azeótropo existente a concentraciones en el entorno del 67 %w . En los diagramas de fase que se incluyen en la figura 4.11 4 .11 se pone de manifiesto la existencia de este azeótropo, cuyo punto de ebullición a presión atmosférica es de 120,5 ºC.

Fig. 4.11. Diagramas de equilibrio entre fases del sistema HNO3 - H2O.

En muchas aplicaciones del ácido nítrico es beneficioso obtenerlo con una menor concentración del 60% (típicamente 52-55 %), ya que se obtiene en primer lugar un mejor rendimiento de la absorción de gases nitrosos. Además para la ulterior fabricación de nitrato amónico, por ejemplo, es a veces preferible que esté más diluido para evitar pérdidas de vapores de ácido nítrico y nitrato amónico al alcanzarse en el reactor adiabático menores temperaturas en su neutralización aunque ello signifique un mayor aumento del consumo de energía (vapor), después, para la eliminación del agua de la solución y concentrar el licor. El ácido nítrico de alta concentración en fase vapor se descompone en NO, NO2, 1/2O2 y H2O, por lo que produce gases amarillo-rojizos (por eso se llama fumante). Es difícil conseguir y almacenar ácido de concentración superior al 98,0 %w. Por P or ello es preferible y mucho más sencillo fabricar y manipular el ácido subazeotópico con una concentración lo más próxima posible al 60 %. Las dos calidades comerciales de ácido nítrico tienen propiedades químicas diferentes, por lo que se usa en aplicaciones diferentes. El ácido diluido tiene un fuerte carácter ácido, pues se ioniza generando un protón y el ión nitrato: El ión nitrato es muy oxidante, reduciéndose a una mezcla de NO y NO2. El ácido concentrado se ioniza de muy diferente manera, produciendo un ión hidroxilo y el ión nitrónio:

El ión hidroxilo es capaz de robar de protón de la estructura molecular de los compuestos orgánicos, formando agua y, en lugar del protón entra el ión nitrónio, estabilizando la molécula orgánica. Este es el mecanismo de las nitraciones. Por ejemplo, en el caso del benceno

La inevitable formación de agua diluye el ácido, que pierde poco a poco su poder nitrante yaumenta su poder oxidante o xidante generando subproductos oxidados, generalmente indeseables. Para

 

  evitar esta dilución se suele añadir ácido y anhídrido sulfúricos, que retienen el agua (mezclas sulfonítricas):

Es ahora el ión bisulfato el que secuestra el protón de la molécula orgánica, formando ácido sulfúrico, mientras el ión nitronio se incorpora a la molécula generando el nitroderivado. De igual manera se producen los ésteres del ácido nítrico, como el mononitroglicol:

que, si se empleara ácido nítrico diluido, se producirían compuestos oxidados (aldehídos, ácidos, CO2, etc.) y óxidos nitrosos (NO2 y N2O4 principalmente) De las mezclas sulfonítricas residuales se recupera el ácido nítrico concentrado mediante destilación extractiva con más ácido sulfúrico, como se verá más adelante. La fabricación de ácido nítrico diluido (subazeotrópico) se lleva a cabo conforme a la ecuación estequiométrica: que no corresponde a una única reacción química, sino a una serie de ellas que se producen en distintos dispuestos consecutivamente. Para lograr la concentración del ácido del 60 % consecutivamente. es precisoreactores añadir algo más de agua.

FABRI ABRICACIO CACIO N DE LATEX  Látex de polímeros El caucho natural se extrae del árbol ár bol Hevea brasiliensis como látex natural. Un látex es una dispersión coloidal de partículas de polímero en agua, o sea, un coloide de un sólido en agua o sol en el cual el sólido o partículas de fase dispersa son macromoléculas. Otros polímeros se suministran como látex para su uso en las llamadas pinturas emulsionadas y en recubrimientos de superficies industriales industriales y en adhesivos. El método de polimerización de emulsiones, con el cual se elabora el polímero a partir de una emulsión (un coloide de aceite en agua) del monómero, produce un látex polimérico que tiene que secarse para obtener el polímero sólido. Cuando se requiere, puede retenerse el látex. Los polímeros que se obtienen al usar otros métodos pueden convertirse en látex, con frecuencia precipitándolos a partir de una solución bajo condiciones determinadas, determinadas, en presencia de agentes tensoactivos y estabilizadores para evitar que se coagule el coloide. El látex de caucho natural se usa directamente en algunos procesos. El de inmersión es el que más se usa. El producto se elabora al sumergir un molde con determinada forma en el látex y se precipita una capa de polímero sólido sobre ella; un ejemplo es la producción de guantes de caucho. El látex natural se usa en forma concentrada como soporte de la unión de alfombras realzadas. Las borlas de hilaza no están ancladas al tejido de respaldo que por lo común es yute o arpillera trenzada o polipropileno, como en una alfombra tejida; t ejida; la función del látex es la de proporcionar soporte. Después de fijar las borlas con el látex se recubre, mediante rodillos, la parte superior de la alfombra. El material recubierto pasa por una estufa seca y elimina así el agua del látex. Con

 

  esto, las borlas quedan firmemente ancladas en una resistente capa de caucho. El mismo látex concentrado se usa como adhesivo, bajo los nombres “Copidex” o “Revertex”. “ Revertex”.  El látex natural contiene aproximadamente 30% de sólidos y se usa aproximadamente un 10% del mismo como látex. El látex concentrado antes mencionado se prepara a partir de éste por centrifugación, evaporación y desnatado hasta un 60% de sólidos. Se añade amoniaco (un 0,2%) para estabilizar el producto concentrado.

CONCLUSIÓN. El amoniaco tiene su importancia tanto comercial como social. Este presenta procesos productivos destacados por ser de elaboración limpia Los productos que provienen de este compuesto sirve de gran utilidad y beneficio y puede facilitar el desarrollo de la sociedad. En las aplicaciones, el amoniaco dentro del los procesos de cultivo son muy favorables cuantificando la producción y también pueden haberse controlado las malas hierbas y así no se las abona. El amoníaco interactúa con ciertas fracciones de la materia orgánica, Este reconoce efecto de este abono sobre la descomposición de los residuos vegetales en la tierra, t ierra, en relación con la posibilidad de constituir enlaces químicos entre el amoniaco y ciertas porciones de la materia orgánica no totalmente evolucionada. Este compuesto conociendo su utilidad se le puede sacar el mejor provecho posible.

BIBLIOGRAFIA

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