REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTALDE LA FUERZA

ARMADA

NÚCLEO ZULIA

PROCESOS PETROQUIMICOS

Tratamientos de aguas.Y

Derivados del oxigeno y nitrógeno.

SECCION 06-IPE-D01

Profesor: ING YOVANNIS MUÑOS

“El agua es la única bebida para el hombre sabio”

Henry David Thoreau

MARACAIBO 8 de Octubre DE 2015

Utilidad Del Agua

1. Para regar en agricultura.

2. Para generar energía tanto eléctrica como mecánica.

3. Para lavar, limpiar en la industria y minería.

4. Como elemento de refrigeración y o elemento que transporta el calor en la

industria.

5. En forma de vapor para la industria. (Fuente de energía mecánica)

6. Como elemento que interviene en mezclas y disoluciones, en la industria.

7. Para el transporte. (Ríos caudalosos para transporte fluvial, transporte de

madera río abajo).

8. Para el consumo humano y de la cabaña ganadera, así como para poder

mantener unas condiciones de sanidad e higiene.

9. Uso medicinal en la medicina para curar enfermedades, las aguas termales y

medicinales son de consumo para bebida y contienen sustancias minerales de

tipo medicinal

10. Uso deportivo en los deportes como la natación, tabla hawaiana, esquí

acuático, canotaje, etc.

Propiedades Físicas Del Agua

1) Estado físico: sólida, liquida y gaseosa

2) Color: incolora

3) Sabor: insípida

4) Olor: inodoro

5) Densidad: 1 g./c.c. a 4°C

6) Punto de congelación: 0°C

7) Punto de ebullición: 100°C

8) Presión crítica: 217,5 atm.

9) Temperatura crítica: 374°C

Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los

enlaces por puente de hidrógeno, los cuales se presentan en mayor número en

el agua sólida, en la red cristalina cada átomo de la molécula de agua está

rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de hidrógeno de otras tantas

moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su estructura.

Cuando el agua sólida (hielo) se funde la estructura tetraédrica se destruye y la

densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida debido a que sus

moléculas quedan más cerca entre sí, pero sigue habiendo enlaces por puente

de hidrógeno entre las moléculas del agua líquida.

Propiedades Químicas del Agua

1) Reacciona con los óxidos ácidos

2) Reacciona con los óxidos básicos

3) Reacciona con los metales

4) Reacciona con los no metales

5) Se une en las sales formando hidratos.

El agua como compuesto químico.

Habitualmente se piensa que el agua natural que conocemos es un

compuesto químico de fórmula H2O, pero no es así, debido a su gran

capacidad disolvente toda el agua que se encuentra en la naturaleza contiene

diferentes cantidades de diversas sustancias en solución y hasta en

suspensión, lo que corresponde a una mezcla.

Agua químicamente pura es un compuesto de fórmula molecular H2O.

Como el átomo de oxígeno tiene sólo 2 electrones no apareados, para explicar

la formación de la molécula H2O se considera que de la hibridación de los

orbitales atómicos 2s y 2p resulta la formación de 2 orbitales híbridos sp3. El

traslape de cada uno de los 2 orbitales atómicos híbridos con el orbital 1s1 de

un átomo de hidrógeno se forman dos enlaces covalentes que generan la

formación de la molécula H2O, y se orientan los 2 orbitales por los pares de

electrones no compartidos del oxígeno. Esto cumple con el principio de

exclusión de Pauli y con la tendencia de los electrones no apareados a

separarse lo más posible.sp3 hacia los vértices de un tetraedro triangular

regular y los otros vértices son ocupados.

El agua es un compuesto tan versátil principalmente debido a que el

tamaño de su molécula es muy pequeño, a que su molécula es buena

donadora de pares de electrones, a que forma puentes de hidrógeno entre sí y

con otros compuestos que tengan enlaces como: N-H, O-H y F-H, a que tiene

una constante dieléctrica muy grande y a su capacidad para reaccionar con

compuestos que forman otros compuestos solubles.

El agua es, quizá el compuesto químico más importante en las

actividades del hombre y también más versátil, ya que como reactivo químico

funciona como ácido, álcali, ligando, agente oxidante y agente reductor.

Agua dura

En química, se conoce como agua dura a aquellas que poseen una

dureza superior a 120 mg de CaCO3 por litro, o lo que es lo mismo, que

contiene una gran cantidad de minerales, particularmente sales de magnesio y

calcio. A esta agua también se las conoce con el nombre de calcáreas.

Este tipo de aguas dificulta la limpieza, debido precisamente a la

presencia de sales de calcio, magnesio e incluso de hierro, por lo que el grado

de dureza del agua es directamente proporcional a la concentración de las ya

mencionadas, sales metálicas.

El agua dura es fácilmente reconocible, ya que no producen espuma en

los jabones, formando incluso un residuo gris con el uso del jabón, que en

muchas ocasiones puede llegar a alterar los colores de ropas, calderos, grifos,

y a la hora de beber, también puede detectarse un cierto sabor desagradable

El problema de estas aguas radica entre otras cosas, en el mayor gasto

de jabón en la limpieza. Su estudio, así como su modo de eliminación, es

importante, no solamente para poder lavarnos y limpiar mejor y más

económicamente, sino también para evitar incrustaciones y por lo tanto

deterioro de aparatos domésticos e industriales, como puedan ser lavadoras,

lavavajillas, cafeteras, o cualquier maquinaria que utilice agua para su

funcionamiento.

Muchos manantiales de agua, son duros, generalmente en las regiones

donde de existen depósitos de caliza. Por el CO2 de la atmosfera, el agua de

lluvia se puede considerar con una disolución diluida de ácido carbónico:

Co2 (g) + H2O → H2CO3

H2CO3 → H^+ + HCO3^-

Dicha disolución, va poco a poco disolviendo la roca caliza:

H^+ + CaCO3(s) → HCO3^- + Ca^2+

Como consecuencia, aumenta el contenido de calcio en el agua,

produciendo la llamada agua dura. Este tipo de dureza, se la conoce como,

dureza temporal, ya que debido a que el Ca^2+ es indeseable, se puede

eliminar del agua fácilmente mediante ebullición de ésta.

El carbonato cálcico CaCO3 (s), va formando un depósito que se

agranda lentamente lo que provoca una disminución de la eficacia del calor

dentro del agua, cuando ocurre algo así. El agua dura es muy importante en la

preparación del agua potable para embotellado, en cervecerías, o en la

fabricación de sodas.

Dureza temporal

La dureza temporal se produce a partir de la disolución de carbonatos en

forma de hidrógeno carbonatos (bicarbonatos) y puede ser eliminada al hervir

el agua o por la adición del hidróxido de calcio (Ca(OH)2).

El carbonato de calcio es menos soluble en agua caliente que en agua

fría, así que hervir (que contribuye a la formación de carbonato) se precipitará

el bicarbonato de calcio fuera de la solución, dejando el agua menos dura.

Dureza permanente

Esta dureza no puede ser eliminada al hervir el agua, la causa más

corriente es la presencia de sulfatos y cloruros de calcio y de magnesio en el

agua, sales que son más solubles según sube la temperatura, hasta cierta

temperatura, luego la solubilidad disminuye conforme aumenta la temperatura.

Agua blanda

El agua blanda es el agua en la que se encuentran disueltas mínimas

cantidades de sales. Si no se encuentra ninguna sal diluida entonces se

denomina agua destilada.

El agua blanda puede definirse como agua con menos de 0,5 partes por

mil de sal disuelta. Los cuerpos de agua dulce (o agua blanda)

incluyen lagos, ríos, glaciares, cuerpos de agua subterránea. El agua blanda se

caracteriza por tener una concentración de cloruro de sodio ínfima y una baja

cantidad de iones de calcio y magnesio.

Agua pesada

Es agua formada con átomos de deuterio (es decir, hidrógeno pesado).

Propiedades

Propiedad D2O (agua pesada) H2O (agua común)

Punto de fusión (°C) 3,82 0,0

Punto de ebullición (°C) 101,4 100,0

Densidad (a 20 °C, g/mL) 1,1056 0,9982

Temp. de máxima densidad (°C) 11,6 4,0

Viscosidad (a 20 °C, centipoise) 1,25 1,005

Tensión superficial (a 25 °C, dyn•cm) 71,93 71,97

Entalpía de fusión (cal/mol) 1,515 1,436

Entalpía de vaporización (cal/mol) 10,864 10,515

pH (a 25 °C) 7,41 7,00

Moderador en Fisión nuclear

La principal aplicación tecnológica del agua pesada ha sido como

moderador en los procesos de fisión nuclear, por lo que se convirtió en una

sustancia estratégica durante el desarrollo de los primeros reactores nucleares.

El agua pesada (óxido de deuterio) también es agua, pero contiene dos

átomos del isótopo deuterio. Difiere del agua normal en términos de su

densidad. El agua pesada es un 11% más densa que el agua corriente.

Como el agua, el agua pesada también se produce naturalmente. Sin

embargo, no es tan común como el agua normal.

Diferencia clave entre agua y agua pesada.

El agua normal está compuesta por 2 átomos de hidrógeno y 1 de

oxígeno (H2O), mientras que el agua pesada está compuesta por 2 átomos del

isótopo deuterio y 1 de oxígeno (D2O).

El agua pesada es un 11% más densa que el agua corriente.

El grado de acidez del agua pesada es mayor que el del agua normal.

El agua pesada no se bebe, mientras que la normal sí.

El hielo flota en el agua normal, pero en el agua pesada no.

Solubilidad

Es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para

disolver en un líquido. Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir

semejanza en las polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un

compuesto polar, por ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como

son los ácidos, hidróxidos y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos

polares. Esta regla no es absoluta, ya que existen compuestos inorgánicos

altamente polares que son insolubles en agua como son los carbonatos,

fosfatos (exceptuando a los del grupo IA y del NH4+), los hidróxidos

(exceptuando los del grupo IA y el Ba(OH)2) y los sulfuros (exceptuando a los

del grupo IA, IIA, del NH4+) esta situación está relacionada con el tamaño de la

molécula y las fuerzas ínter iónicas.

Factores que afectan la solubilidad

La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión. La

naturaleza del soluto y del solvente: no existe una regla fija que permite

establecer una generalización en cuanto al fenómeno de la disolución. Cuando

un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las

moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo

cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se

establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas

intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar.

Efecto de la temperatura: generalmente un aumento de temperatura

facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se explica por los

siguientes hechos:

a. El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las

partículas del soluto en el seno del solvente.

b. El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto,

debilitándoselas fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de

solvatación.

Sin embargo, existen casos en donde un aumento de temperatura

disminuye la Solubilidad, como el caso del Ce2(SO4)3, el cual su solubilidad en

agua a O ºC es de 39,5 % mientras que a 100 °C es de 2,5 %.

Este comportamiento se debe a que a cierta temperatura los cristales de

la sal se hidratan provocando un descenso en la solubilidad.

Efecto de la presión: este es un factor que tiene efecto apreciable en la

solubilidad de gases. Experimentalmente se ha comprobado que la solubilidad

del gas es directamente proporcional a las presiones aplicadas.

La solubilidad de un compuesto en el agua expresada en mg/L a 20° C,

se expresan en la siguiente:

Clasificación de la solubilidad en el agua

< 0,10 No es soluble; 0,1–1 Ligeramente soluble; 1–10 Moderadamente

soluble; 10–100 Fácilmente soluble; > 100 Sumamente soluble

Principales Iones Solubles en agua.

NO3- Todos los nitratos son solubles en agua;

CH3COO- Todos los acetatos son solubles en agua; excepto:

C2H3O2Ag;

ClO3- Todos los cloratos son solubles en agua;

ClO4- Todos los Percloratos son solubles en agua;

excepto: KClO4; Cl- Todos los cloruros son solubles en agua;

excepto: PbCl2 es ligeramente soluble Hg2Cl2 y AgCl

son insolubles HgCl2 es soluble en agua

Br- Todos los bromuros son solubles en agua; excepto: AgBr; PbBr2;

Hg2Br2 son insolubles HgBr2 es ligeramente soluble en agua

I- Todos los yoduros son solubles en agua; excepto: AgI; PbI2; Hg2I2

son insolubles HgI2 es ligeramente soluble en agua

SO42- Todos los sulfatos son solubles en agua; excepto: CaSO4;

Ag2SO4 son ligeramente soluble. SrSO4; BaSO4; PbSO4; Hg2SO4 son

insolubles.

Solubilidad (mg/L) Clasificación

Principales Iones Insolubles en agua.

S2- Todos los sulfuros son insolubles en agua; excepto: Los elementos

del grupo IA y IIA; (NH4)2S son solubles

CO32- Todos los carbonatos son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y el (NH4)2CO3 son solubles

SO32- Todos los sulfitos son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y el (NH4)2SO3 son solubles

PO43- Todos los fosfatos son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y el (NH4)3PO4 son solubles

CrO42- Todos los cromato son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y el (NH4)2CrO4 son solubles

AsO43- Todos los arsenatos son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y el (NH4)3AsO4 son solubles

OH- Todos los hidróxidos son insolubles en agua; excepto: Los

elementos del grupo IA y los Ba(OH)2; Sr(OH)2 son solubles. Ca(OH)2

es ligeramente soluble

Óxidos Metálicos. Todos los óxidos metálicos son insolubles; excepto: Los

metales alcalinos y los de Ca2+; Sr2+; Ba2+ son solubles Cuando se disuelven

los óxidos metálicos, reaccionan con el disolvente formando hidróxidos. Ej:

CaO + H2O Ca(OH)2

Soluciones o disoluciones química

Una solución es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente

homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de

modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que

los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase

(sólida, líquida o gas) bien definida. 

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución

acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en

cualquier parte de ella su composición es constante. Entonces, reiterando,

llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se

encuentran en  fase líquida.

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se

consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en

que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas

uniformemente entre las moléculas del solvente. Las sales, los ácidos, y las

bases se ionizan cuando se disuelven en el agua.

Características de las soluciones (o disoluciones):

I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como

decantación, filtración, centrifugación, entre otros.

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización,

cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el

que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las

bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de

las bebidas.

    Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el

medio que disuelve al soluto.  Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o

sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de

sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter

homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes

por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una

disolución  se utiliza una magnitud denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican

en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es

grande. 

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada

temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. 

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que

la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se

produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas.

Modo de expresar las concentraciones

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución

pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función

del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100

gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100

cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de

solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100

unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por

cada 100 unidades de volumen de la solución.

  c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto

que hay en cada 100 ml de solución.

Tratamientos previos y posteriores a su utilización industrial

El agua es comúnmente utilizada en los procesos industriales como:

• Materia prima.

• Generación de vapor.

• Medio de refrigeración.

El contenido de impurezas suele ser inadecuado o excesivo para poder

emplear el agua directamente como agua de proceso. Requiere de un

tratamiento basado en la calidad del agua disponible y la exigida por el

proceso. Se necesita un análisis de los parámetros relevantes del agua.

Parámetros de calidad para las aguas de procesos

Dureza: Se expresa como la concentración total de calcio y magnesio en

mgCO3/L. El hierro y el manganeso también contribuyen a la dureza pero como

sus concentraciones son tan bajas no afectan la dureza del agua industrial.

Escala de Dureza:

Dureza permitida en aguas de calderas hasta10bar

Otros parámetros de calidad:

• Sólidos en suspensión: ocasionan problemas dentro de los equipos.

•Concentración de sílice: Pueden variar entre 1-75ppm. En ciertas condiciones

forma escamas duras en las calderas y en las hojas de las turbinas.

• Concentración de Hierro y Manganeso: < 0.5mg/L en aguas superficiales,

pero en aguas subterráneas pueden ser elevadas >2ppm y en algunos

procesos pueden ser elevadas >2ppm y en algunos procesos industriales son

perjudiciales porque adicionan color indeseado a los productos porque dejan

residuos de óxido al oxidarse las aguas.

• Concentración de Sodio y Potasio. Si su concentración no es elevada (>

10mg/L)

•Gases disueltos: deben eliminarse sobre todo si es para generar vapor en

calderas.

• Alcalinidad: Pueden ocasionar problemas en algunos procesos industriales.

• Concentraciones de Cloruros: > 50ppm acelera la corrosión en la superficie

de los metales.

•CO2: 0.7ppm, pero es mayor si hay descomposición de materia orgánica

•O2: entre 3 y 12ppm en aguas superficiales.

•H2S: Aguas superficiales contaminados, con 0.1ppm se percibe un olor fuerte,

en aguas subterráneas no pasan de 2ppm.

•NH3 normalmente va desde 0 a 4ppm.

• pH: 6-8. Si contiene ácidos minerales puede tener pH< 4.Depende del

proceso.

• Presencia de microorganismos ocasionan problemas.

Tratamientos de aguas para calderas

Caldera: Recipiente donde se da vaporización continúa del agua mediante

aporte de energía calorífica. El vapor generado es usado como medio de

calefacción, fuerza motriz. La generación de vapor debe ser una operación

FIABLE Y SEGURA. Para ello, al agua que se alimenta a la caldera se debe

dar un:

1. Tratamiento externo previo: antes de llegar a la caldera.

2. Tratamiento interno: cuyo objetivo reducir y evitar:

• Formación de incrustaciones.

• Corrosión.

• Arrastres.

Tratamiento interno anti incrustante

• Contaminantes presentes en el agua de aporte.

• Productos de la corrosión interna del sistema.

• Contaminantes introducidos en el condensado como fugas.

Disminuye T.C. Provoca recalentamiento del metal que puede llegar a la

rotura. Control de calidad del agua en el ciclo vaporización-condensación

mediante una purga.

Tratamiento interno anti corrosivo

La forma más común de corrosión es el ataque del acero por el

OXIGENO, acelerado por altas temperaturas y un pH bajo.

Mantener el nivel de oxígeno al más bajo nivel económicamente

justificable. Controlar el pH.

Con el desgasificador externo se pueden alcanzar niveles de 0,005ppm,

pero ante una falla imprevista de éste, se prefiere combinar con un tratamiento

interno a base de un reductor químico que se combine con el oxígeno residual.

• Sulfito Sódico: Na2SO3 + ½ O2 Na2SO4

Sulfato de sodio aumenta la concentración de sólidos.

El sulfito residual en el agua de la caldera debe estar 20-60ppm según

Presión

• Hidrazina: N2 H4 +O2 N2 +H2O

Eficaz y rápida pero con acción cancerígena.

Para P<40Kg/cm2 se mantiene un valor residual hasta 0,3ppm

• Sustitutos de la Hidrazina:

Hidroquinona, carbohidrazida,

ácido eritórbico, dietilhidroxilamina

• Control de acidez por presencia de dióxido de carbono.

Se controla el pH adicionando aditivos volátiles, alcalinos y

neutralizantes. Los más comunes son: aminas tales como la morfolina,

cicloexilamina, dietilaminoetanol entre otros.

Tratamiento interno evitar arrastre de condensados

•Controlar el contenido de sólidos

•Evitar la formación de espumas.

•Procurar buena separación y generación de vapor sin gotas de agua.

Productos derivados del Oxigeno y Nitrógeno

Oxigeno

Es un elemento gaseoso ligeramente magnético, incoloro, inodoro e

insípido. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra. Fue

descubierto en 1774 por el químico británico Joseph Priestley e

independientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el químico

francés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elemental

realizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.

Abundancia

El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en

la biosfera, el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más

abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9 % de la

masa del Sol es oxígeno, que constituye también el 49,2 % de la masa de

la corteza terrestre y es el principal componente de los océanos de la Tierra

(88,8 % de su masa total). El oxígeno gaseoso es el segundo componente más

abundante en la atmósfera terrestre, ya que supone un 20,8 % de su volumen y

el 23,1 % de su masa (unas 1015 toneladas). La Tierra es una excepción entre

los planetas del Sistema Solar por la alta concentración de oxígeno gaseoso en

su atmósfera.

Oxigeno Estado natural:

El oxígeno se encuentra libre en la atmósfera en forma de O2, el cual

constituye la quinta parte de su peso y en las altas capas de la atmósfera como

O3. Combinado se lo encuentra formando H2O que cubre las 3/4 partes de la

superficie terrestre y el mismo constituye 8/9 de su peso, también se lo

encuentra formando una gran cantidad de óxidos, oxoácidos, sales oxigenadas,

el alcohol, el azúcar, la celulosa y gran cantidad de compuestos orgánicos.

El Oxígeno es el elemento más abundante de la superficie terrestre, de

la cual forma casi el 50%; constituye un 89% del agua y un 23% del aire.

En estado libre, el oxígeno se encuentra en la atmósfera en forma de

moléculas diatónicas (O2), constituyendo un 23% por peso y un 21% por

volumen. En combinación, entra en la formación de una gran cantidad de

compuestos orgánicos y minerales, haciendo parte de todos los organismos

animales y vegetales. De los minerales que contienen oxígeno, los más

importantes son los que contienen silicio, siendo el más simple de todos la

sílice (SiO2), que es el principal constituyente de la arena. Otros compuestos

que contienen oxígeno son sulfatos, carbonatos, fosfatos, nitratos y óxidos,

principalmente.

Características principales

Símbolo Atómico: O

Fórmula Molecular: O (2),

Estado Físico: Gas 

Color: Incoloro 

Olor: Inodoro

Sabor: Insípido

Peso Atómico: 15,9994

Peso Molecular: 31,9988

Número Masa: 16

Número Atómico: 8

Números de Oxidación: -2, -1 (en los peróxidos) y +2 (en el OF2), 

Densidad (a PTN): 1,429 g/l

Punto de Fusión: -218,4o C

Punto de Ebullición: -183o C

Solubilidad: Poco Soluble

Símbolo Electrónico: :Ö:

Notación Espectral: 1s 2 2s 2 2P 4

Estructura Atómica: El oxígeno pertenece al grupo VI de la periódica,

por tener 6 electrones de valencia y al período 2 por poseer 2 niveles de

energía. En total el átomo de oxigeno tiene 8 electrones (Z=8). Su núcleo

contiene 8 electrones y 8 protones.

Propiedades

    El oxígeno gaseoso se condensa formando un líquido azul pálido

fuertemente magnético. El oxígeno sólido de color azul pálido se obtiene

comprimiendo el líquido. La masa atómica del oxígeno es 15,9994; a la presión

atmosférica, el elemento tiene un punto de ebullición de -182,96 °C, un punto

de fusión de -218.4 °C y una densidad de 1,429 g/l a 0 °C.

        Se conocen tres formas estructurales del oxígeno: el oxígeno ordinario,

que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2; el ozono, que

contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3, y una forma no

magnética azul pálida, el O4, que contiene cuatro átomos por molécula, y se

descompone fácilmente en oxígeno ordinario. Se conocen tres isótopos

estables del oxígeno: el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más

abundante. Representa un 99,76% del oxígeno ordinario y se utilizó en la

determinación de las masas atómicas hasta la década de 1960 .

El oxígeno está presente en muchos compuestos orgánicos e

inorgánicos. Forma compuestos llamados óxidos con casi todos los elementos,

incluyendo algunos de los gases nobles. La reacción química en la cual se

forma el óxido se llama oxidación. La velocidad de la reacción varía según los

elementos. La combustión ordinaria es una forma de oxidación muy rápida. En

la combustión espontánea, el calor desarrollado por la reacción de oxidación es

suficientemente grande para elevar la temperatura de la sustancia hasta el

punto de producir llamas. Por ejemplo, el fósforo combina tan vigorosamente

con el oxígeno, que el calor liberado en la reacción hace que el fósforo se

funda y arda. Algunas sustancias finamente divididas presentan un área tan

grande de superficie al aire, que arden formando llamas por combustión

espontánea; a éstas se las llama sustancias pirofóricas.

Isótopos del oxígeno

El oxígeno posee nueve isótopos, el natural es una mezcla de tres de

ellos. El deloxígeno-18, que se produce de forma natural, es estable y se

comercializa libremente en el mercado, en forma de agua.

El tan importante trioxígeno, más conocido como ozono, es una

molécula compuesta por tres átomos de oxígeno, éste forma una capa

protectora en la atmósfera y que es fundamental para prevenir los daños que la

luz ultravioleta del Sol nos puede causar.

El oxígeno que encontramos en la naturaleza se compone de tres

isótopos estables: 16O, 17O y 18O, siendo el 16O el más abundante (99,762 %

de abundancia natural).

La mayor parte del 16O se sintetiza al final del proceso de combustión

del helio en una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de

combustión del neón. El 17O surge fundamentalmente por la combustión del

hidrógeno en helio durante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en

las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas. Por su parte, la mayoría

del 18O se produce cuando el 14N —que abunda debido a la combustión CNO

— captura un núcleo de He, causando una abundancia de 18O en las zonas

ricas en helio de las estrellas masivas.

Obtención del oxígeno en el laboratorio y en la industria

El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el

clorato de potasio, el peróxido de bario y el peróxido de sodio. Los métodos

industriales más importantes para la obtención de oxígeno son la electrólisis del

agua y la destilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se

licúa el aire y se deja evaporar. En el aire líquido, el nitrógeno es más volátil y

se evapora antes, quedando el oxígeno en estado líquido.

Aplicación

Con oxígeno se sintetiza el amoníaco, el metano y el óxido de etileno,

además, se emplea en gases para hornos de acero.

El ozono se usa como bactericida en algunas piscinas, para la

esterilización de agua potable (aunque es más caro que el cloro), y como

decolorante de aceites, ceras y harinas.

En la industria.

El oxígeno permite producir gas de síntesis (H₂ + CO) a partir de

numerosas fuentes: gas natural, hidrocarburos, carbón, biomasa... Estos

recursos naturales se pueden revalorizar y transformar en productos químicos

o en carburantes.

En las industrias química   y   petroquímica , el oxígeno se utiliza como

reactivo para mejorar el rendimiento de un gran número de procesos.

Petroquímica y refinerías de petróleo - Enriquecimiento con oxígeno

En la unidad de cracking catalítico (FCCU) Originalmente, los procesos

de combustión originalmente toman del aire el oxígeno necesario para arder. El

uso de oxígeno en el enriquecimiento del aire en la combustión de la unidad de

cracking catalítico (FCCU), es una opción rentable comparada con la

alternativa de una importante inversión de capital. La aplicación de oxígeno en

el enriquecimiento es una opción válida cuando los sopladores de aire están

limitados o bien cuando la limitación es la velocidad del gas en el regenerador.

Las ventajas obtenidas al aplicar oxígeno son: incremento de la

capacidad del regenerador, posibilidad aumentar la conversión del proceso

para una alimentación dada, aumento en la performance de manejo cuando

hay una mayor formación de coque y mayor facilidad de afrontar cambios en la

composición de la alimentación.

En el proceso CLAUS

El gas proveniente de refinerías, de plantas de procesamiento de gas natural y

de plantas de gasificación, usualmente contiene ácido sulfhídrico (H2S) y otros

compuestos que requieren un procesamiento posterior. En la mayoría de los

casos, estas corrientes son tratadas en una unidad de recuperación de azufre.

Dado que requiere menores costos de inversión, la aplicación de

oxígeno en el enriquecimiento del proceso Claus puede ser una opción viable

en el caso de un aumento de producción con la consecuente necesidad de

aumentar la capacidad del proceso debido al aumento en el contenido de

azufre de la alimentación o por razones ambientales o legislativas.

Usos y aplicaciones del gas oxígeno y oxígeno líquido por industrias

Energía

El uso del Oxígeno en lugar de aire puede incrementar el rendimiento y

eficiencia del capital en muchas industrias y permite los procesos de captura de

carbono. A menudo se utiliza en calderas y calentadores, fermentadores

industriales y procesos de gasificación para mejorar la productividad.

Refinación

El Oxígeno se utiliza extensamente en las refinerías para incrementar la

capacidad de las plantas de Craqueo Catalítico Fluido (FCC) y las Unidades de

Recuperación de Azufre (SRU), y para mejorar las operaciones de tratamientos

de aguas residuales.

Nitrógeno

En condiciones naturales, el nitrógeno es un gas diatómico y compone

casi que el 80% (78,1%) del aire que todos respiramos. Se trata de un no metal

gaseoso, es inodoro, insípido e incoloro, generalmente siendo considerado un

elemento inerte. A nuestro alrededor podemos encontrar nitrógeno en todas

partes y compuestos de nitrógeno pueden hallarse desde en alimentos a

fertilizantes, venenos e incluso explosivos. Además, este gas es el responsable

de los colores rojo, naranja, azul, verde y violeta que se forma en los cielos.

Símbolo: N

Peso atómico: 14.008

Número atómico: 7

Densidad: 0.81 gr./ml

Estado Natural

Abunda en el aire al estado libre; combinado se encuentra en el salitre

de potasio KNO3 y en el nitro de Chile NaNO3. Es constituyente esencial del

protoplasma celular, por lo que se encuentra en toda materia viviente. Toda la

materia fósil y el carbón de hulla lo contienen en grandes cantidades también

en combinación.

Propiedades

Es un gas incoloro e insípido, muy poco soluble en el agua 1.5 : 100, en

vol. A 20°C más ligero que el aire, es licuable y solidificable permaneciendo

incoloro siempre en dichos estados. Su molécula es diatomica; funciona con 3

y 5. Presenta gran inercia química: es decir, reacciona directamente con mucha

dificultad necesitándose siempre el concurso de alguna forma de energía. No

arde, ni soporta la combustión, ni es apto para la respiración.

Abundancia y obtención

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1 %

en volumen) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire

líquido. Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano,

usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos.

También ocupa el 3 % de la composición elemental del cuerpo humano.

La industria lo obtiene retirando el O del aire por alguna substancia

capaz de combinarse con él y dejando intacto al N.

En la actualidad se obtiene por destilación fraccionada del aire liquido,

obteniéndose al mismo tiempo oxigeno.

En el laboratorio se parte del nitrito amónico que al ser calentado

ligeramente se descompone y deja en libertad al N. La reacción es peligrosa y

por ello la experiencia debe hacerse con mucho cuidado.

A partir del aire: El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple

eliminación del oxígeno. En el laboratorio, haciendo pasar el aire arriba de

cobre calentado, éste se apodera del oxígeno para formar óxido cúprico sólido,

CuO. Si se quema fósforo en una campana invertida sobre agua se forma

fósforo pentaoxidado sólido, que se disuelve en el agua y deja un residuo que

en su mayor parte es nitrógeno. Otro método de obtención consiste en hacer

burbujear aire en una solución alcalina de pirogalol, que absorbe al oxígeno.

En la industria el nitrógeno se obtiene a partir del aire líquido.

A partir de sus compuestos:  El nitrógeno puede prepararse por

oxidación del amoníaco, por lo cual se hace pasar este gas sobre óxido de

cobre calentado al rojo.

2NH3 + 3CuO  3H2O + N2 + 3Cu0

Un método más conveniente consiste en la descomposición del nitrito de

amonio, NH4NO2. Este compuesto es inestable, y se descompone fácilmente

en agua y en nitrógeno. Cuando se calienta suavemente una disolución que

contiene una mezcla de cloruro de amonio y nitrito de sodio, se desprende

nitrógeno.

NH4+ + NO2  2H2O + N2.

Isótopos

Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15, siendo el

primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas el más

común sin lugar a dudas (99,634 %). De los diez isótopos que se han

sintetizado, uno tiene un periodo de semidesintegración de nueve minutos (el

N-13), y el resto de segundos o menos.

Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de

manera determinante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre

produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato

Isótopos más estables

iso AN Periodo MD Ed PD

MeV

13N Sintético 9,965 min ε 2,220 13C

14N 99,634 Estable con 7 neutrones

15N 0,366 Estable con 8 neutrones

Aplicación.

La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene

por destilación fraccionada del aire líquido, y se usa para sintetizar amoníaco.

El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de

la criogenia como agente enfriante. El nitrógeno líquido se vierte como agua

para enfriar un dispositivo electrónico a 77 K (-196 °C). Se produce por

licuación del aire y se emplea como refrigerante criogénico de bajo costo.

Puede almacenarse durante periodos prolongados en recipientes especiales

denominados termos o frascos Dewar. El nitrógeno líquido tiene muchas

aplicaciones, desde la ultra congelación de alimentos a la eliminación de

verrugas. Los bancos de semen utilizan nitrógeno líquido para conservar el

material genético. Los laboratorios de investigación lo emplean para atrapar

materiales volátiles. Frecuentemente, la refrigeración con nitrógeno líquido es

el punto de partida para alcanzar temperaturas más bajas usando helio líquido.

Su uso se ha visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos

que se vuelven superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno.

La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención

de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con

posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.

El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono,

dado que está presente en la atmósfera no solo como N2 (78 %) sino también

en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente

comoN2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones

con oxígeno tales como N2O3 y N2O5(anhídridos), "precursores" de los

ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto

gaseoso en condiciones normales.

Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para

crear atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas

del orden de 78K de forma sencilla y económica.

El proceso de Haber - Bosch es la reacción de nitrógeno e hidrógeno

gaseosos para producir amoníaco. La importancia de la reacción radica en la

dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial.

Usos del nitrógeno:

El nitrógeno se utiliza para conservar los alimentos envasados al detener

la oxidación de los alimentos que hace que se estropeen.

Las bombillas pueden contener nitrógeno como una alternativa más

barata al argón.

El gas nitrógeno se utiliza a menudo en la parte superior de los

explosivos líquidos para evitar que se detonen.

El nitrógeno se usa para producir muchas piezas eléctricas tales como

transistores, diodos y circuitos integrados.

Cuando se seca y se presuriza, el gas nitrógeno se usa como un gas

dieléctrico para equipos de alta tensión.

Se utiliza para la fabricación de acero inoxidable.

Se utiliza para reducir el riesgo de incendio en los sistemas militares de

combustible de la aeronave.

El gas nitrógeno se utiliza para rellenar los neumáticos de los aviones y

los automóviles (coches). Sin embargo, los vehículos comerciales suelen usar

aire normal.

Los tanques de nitrógeno están sustituyendo gradualmente a los

tanques de dióxido de carbono como fuente de alimentación de pistolas de

paintball.

También puede utilizarse como una alternativa al dióxido de carbono en

la presurización de cerveza. El gas nitrógeno que hace burbujas más pequeñas

por lo que la cerveza es más suave.

El nitrógeno líquido se utiliza para la conservación (llamado

criopreservación, debido a la baja temperatura) de la sangre y otras muestras

biológicas. También se utiliza para enfriar los detectores de rayos X y las

unidades centrales de procesamiento en los ordenadores cuando están

calientes.

El nitrógeno es un componente de casi todas las drogas farmacológicas.

El gas de la risa (óxido nitroso) se puede utilizar como un anestésico.

Introducción

Hablando de compuestos necesarios para la vida diaria de las personas

es importante destacar tres en especial como lo son el agua, el oxigeno y el

nitrógeno los cuales forman parte de la vida diaria así como también son de

gran importancia en la industria petroquímica. Por su parte cada uno de estos

compuestos son base de muchas mesclas o compuestos formados en

industrias. Cabe destacar que son vitales para los seres vivos desde el hombre,

animales o plantas.

El agua por su parte es el vital para el mundo es el liquido mas

importante para la subsistencia de la biodiversidad en el ambiente, sirve para

muchas cosas algunas de ellas son: agricultura, para generar energía tanto

eléctrica como mecánica, para lavar, limpiar en la industria y minería, como

elemento de refrigeración y o elemento que transporta el calor en la industria,

en forma de vapor para la industria, para consumo humano entre otras. No toda

el agua es consumible esta depende de sus propiedades tanto físicas y

químicas la cual le dará el uso correcto a este liquido.

Por otro lado gases como oxigeno y nitrógeno también son compuestos

de suma importancia para l ser humano el oxigeno es una fuente de vida sin

embargo tiene muchas funciones y es un aportador base para la realización de

experimentos en la industria petroquímica este también dependerá de su

propiedades tanto químicas como físicas quien será las que evaluaran el modo

de empleo del mismo. El nitrógeno usado hoy día muy de manera cotidiana ya

que lo vemos en su forma líquida y gaseosa, actúa como un refrigerante ya que

llega a temperaturas muy bajas se encuentra en la atmosfera y es muy utilizado

en la industria petroquímica.