caracterizacion de hno3 mediante n
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INTRODUCCION GENERAL
La búsqueda de un método de análisis cuantitativo, rápido, selectivo y confiable que
nos permita caracterizar una de las especies de una mezcla sulfonitrica es hacia
donde está orientado el presente proyecto. El cual surge de la problemática que
representa una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico en donde se desconoce la
composición de las especies anteriormente citadas.
Con lo cual se ofrece toda la información referente a la empresa FERTIREY S.A. de
C.V lugar donde se presenta la problemática y además se lleva a cabo el proceso de
investigación y realización de las pruebas experimentales.
En el cuerpo de este proyecto se proporciona un capítulo que atañe exclusivamente
a la resolución del proyecto, se presenta toda la información teórica referente a las
especies de la mezcla, así como los fundamentos generales en que se sustentan las
actividades realizadas para la solución de la problemática planteada; es decir las
técnicas analíticas empleadas además de los resultados que éstas arrojaron.
Finalmente se dan los alcances y limitaciones que nacieron del desarrollo del
proyecto. Así como también las conclusiones a las que se llegó al realizar este
trabajo y los puntos que según mi criterio, representan oportunidades de mejora para
futuras modificaciones al proyecto.
1
INTRODUCCION
Una vez que ha iniciado la 'revolución verde' con el desarrollo de una amplia
tecnología para el cultivo, en busca de mayor productividad en menos área, los
suelos naturales son incapaces de brindar la cantidad suficiente de nutrientes para
sostener cultivos intensivos y, la mayoría de las veces, monocultivos.
La fertilidad de los suelos ha bajado en buena proporción debido al excesivo cultivo
en algunos países, y a la pérdida de suelo por erosión, por la contaminación o por la
expansión de la mancha urbana. En la República Mexicana predomina la fertilidad
media para suelos agrícolas y la alta está reducida casi a un sólo estado.
El uso de fertilizantes nitrogenados y fosforados va en aumento y la producción
agroecológica o sustentable como método general, es todavía un propósito a largo
plazo. La síntesis química de fertilizantes químicos crece como una gran industria
que surte de grandes cantidades de abonos químicos a los campesinos.
Fig. 1.- Fertilidad de los suelos agrícolas en la República Mexicana.
La incapacidad de dar a cada planta sólo los nutrientes que requieren y consumen es
una limitante muy importante. Todos los días se adiciona a los campos de cultivo,
más fertilizantes químicos que los que requiere. Los excedentes son arrastrados por
el viento y la lluvia, hacia los arroyos, llegando a los ríos y al mar, produciendo lo que
conocemos como eutrofización. Se conoce como fertilizante a una sustancia que se
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agrega al suelo para suministrar aquellos elementos que se requieren para la
nutrición de las plantas. Un material fertilizante o transportador es una sustancia que
contiene uno o más de los elementos esenciales para las plantas. Los fertilizantes
completos contienen los tres elementos mayores nutrientes para las plantas:
nitrógeno, fósforo y potasio.
Los fertilizantes mezclados son una combinación mecánica o química de dos o más
materiales fertilizantes y que contiene dos o más elementos 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 neutros o no formadores de ácidos son aquellos
que no aumentan ni disminuyen el pH al ser agregados 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. La amonización es de gran importancia en la industria de los
fertilizantes por diversas razones como:
1. El amoníaco anhidro y las soluciones de amoníaco son formas económicas de
proporcionar nitrógeno.
2. El amoníaco se combina con el superfosfato normal o triple y con los ácidos
fosfórico, nítrico o sulfúrico.
3. Elimina la necesidad de usar grandes cantidades de ácidos si el amoníaco fuera
transformado a sales como nitrato o sulfato de amonio.
4. Mejora la condición física de los fertilizantes mezclados.
5. El ácido libre en el superfosfato es neutralizado.
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PRINCIPALES TIPOS DE FERTILIZANTES
Fertilizantes convencionales.
Son los más conocidos y usados, especialmente en agricultura y céspedes. Se
caracterizan porque se disuelven con facilidad en el suelo y, por tanto, las plantas
disponen de esos nutrientes nada más al echarlos o pocos días después.
Fertilizantes Nitrogenados: urea, nitrato...
Urea (45%), Nitrato amónico (33%), Sulfato amónico, Nitrato potásico, Nitrato
cálcico, Nitrato sódico (Nitrato de Chile),
Fertilizantes de lenta liberación.
Se caracterizan porque se disuelven poco a poco y van liberando para las raíces los
nutrientes lentamente, a lo largo de varios meses. Esto se consigue por la propia
formulación química o por recubrir las bolitas con una especie de membrana que
dejan salir los minerales lentamente. Son más caros que los convencionales pero
duran más. Por ejemplo.: Osmocote, Nitrofoska Stabil, Nutricote, etc.
Fertilizantes organominerales
Es una mezcla de materia orgánica con nutrientes minerales (Nitrógeno, Potasio,
Magnesio, Manganeso, etc.). Vienen normalmente granulados. Ideales para realizar
una fertilización completa en el abonado de fondo en todo tipo de cultivos.
Abonos foliares
Se aplican pulverizando sobre la planta. El abono foliar se usa como complemento al
abonado de fondo. Es muy interesante para aportar micronutrientes: Hierro,
Manganeso, Cobre, etc., ya que se precisan en pequeñísimas cantidades y se
asimilan directamente por aplicarlos en la propia hoja.
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PROCESOS DE ELABORACIÓN.
Todos los proyectos de producción de fertilizantes requieren la fabricación de
compuestos que proporcionan los nutrientes para las plantas: nitrógeno, fósforo y
potasio, sea individualmente (fertilizantes "simples"), o en combinación (fertilizantes
"mixtos").
El amoníaco constituye la base para la producción de los fertilizantes nitrogenados, y
la gran mayoría de las fábricas contienen instalaciones que lo proporcionan, sin
considerar la naturaleza del producto final. Asimismo, muchas plantas también
producen ácido nítrico en el sitio. La materia prima preferida para producir amoníaco
es el petróleo y el gas natural; sin embargo, se utiliza carbón, nafta y aceite
combustible también. Los fertilizantes nitrogenados más comunes son: amoníaco
anhidro, urea (producida con amoníaco y dióxido de carbono), nitrato de amonio
(producido con amoníaco y ácido nítrico), sulfato de amonio (fabricado en base a
amoníaco y ácido sulfúrico) y nitrato de calcio y amonio, o nitrato de amonio y caliza
el resultado de agregar caliza al nitrato de amonio.
Los fertilizantes de fosfato incluyen los siguientes: piedra de fosfato molida, escoria
básica (un subproducto de la fabricación de hierro y acero), superfosfato (que se
produce al tratar la piedra de fosfato molida con ácido sulfúrico), triple superfosfato
(producido al tratar la piedra de fosfato con ácido fosfórico), y fosfato mono y
diamónico. Las materias primas básicas son: piedra de fosfato, ácido sulfúrico (que
se produce, usualmente, en el sitio con azufre elemental), y agua.
Todos los fertilizantes de potasio se fabrican con salmueras o depósitos
subterráneos de potasa. Las formulaciones principales son cloruro de potasio, sulfato
de potasio y nitrato de potasio.
Se pueden producir fertilizantes mixtos, mezclándolos en seco, granulando varios
fertilizantes intermedios mezclados en solución, o tratando la piedra de fosfato con
ácido nítrico (nitrofosfatos).
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PIONEROS EN LA FABRICACIÓN DE FERTILIZANTES.
Entre 1907 y 1909, el químico Fritz Haber investigó la posibilidad de utilizar la
reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno atmosféricos para formar amoníaco, que a
su vez se puede oxidar para obtener ácido nítrico.
Sin embargo, por la naturaleza de la reacción, para conseguir una producción
apreciable de amoníaco era preciso trabajar a presiones mucho más elevadas (unas
200 atmósferas) de las que utilizaba la industria química del momento. Además, la
reacción sólo tenía lugar rápidamente a temperaturas elevadas, pero luego la
producción se reducía por descomposición del amoníaco formado.
Era preciso pues conseguir un catalizador que acelerara el proceso a temperaturas
más bajas. El proceso de Haber fue desarrollado por Carl Bosch, de la empresa
BASF (Badische Anilin-und Soda-Fabrik), y se aplicó por primera vez en Oppau en
1913. Por su importante trabajo, Haber obtuvo el premio Nobel en 1918.
Después de la Primera Guerra Mundial, el proceso desarrollado por Haber-Bosch
cambió el aspecto de la agricultura en el mundo. La disponibilidad de nitrógeno
barato (más barato todavía en algunos casos gracias a los subsidios estatales)
determinó que el aumento de la producción excediera con mucho el coste adicional
de los fertilizantes; con 2,76 lb. de nitrógeno por hectárea era posible aumentar en un
15 % la cosecha de arroz o trigo, y en un asombroso 75 % la de patatas.
SULFATO DE AMONIO (NH4)2SO4
Para la producción hay una serie de procedimientos, todos los cuales se fundan en la
reacción:
2NH3 + H2SO4 => (NH4)2SO4
Se hace pasar amoníaco gaseoso mezclado con vapor de agua por un saturador,
provisto con un agitador, que contiene una disolución saturada de sulfato de amonio
y en la que se mantiene un 2% de ácido sulfúrico libre. Con esto de manera continua.
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Según otro procedimiento, en una cámara a 100ºC se pulveriza ácido sulfúrico
concentrado y gas NH3, con lo que el agua se evapora y la sal seca se deposita en
el fondo.
Descripción y características del producto.
Suplemento nutricional de alta compatibilidad que aporta Nitrógeno, Potasio y Azufre.
Participa en la síntesis de lípidos, carotenos, ácidos orgánicos y clorofila. Elimina
carbonatos, mejorando así la permeabilidad y aumentando la solubilidad
de micro-nutrientes.
• Contiene 21% de nitrógeno y 24% de azufre (72% de sulfato).
• El 100% del nitrógeno en forma de amonio, la forma menos susceptible a
pérdidas por lavado, desnitrificación y volatilización.
• El 100% del azufre en forma de sulfato, la única forma de azufre inmediatamente
disponible para las plantas.
• Para aumentar la calidad, el rendimiento y la rentabilidad de los cultivos.
• Cada tonelada de producto contiene 450 kg de nutrientes esenciales para la
planta.
• Es fácil de almacenar y es compatible con otros fertilizantes sólidos.
• El producto granular ha sido tamizado para permitir mezclas uniformes con otros
productos granulares.
• Para aumentar la disponibilidad de micronutrientes.
• Su eficiencia ha sido comprobada por investigadores universitarios bajo una gran
variedad de condiciones de suelo, clima, manejo y tipos de cultivo.
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Tabla 1.- Descripción y Características del (NH4)2SO4
FORMAS DISPONIBLES DEL PRODUCTO.
Granular: Aplicación directa al suelo.
Estándar: Aplicación directa al suelo.
Líquido: Aplicación en agua de riego.
Ultrasoluble: Aplicación en sistemas de fertirrigación
Fig. 2.- Forma Estándar. Fig. 3.- Forma Granular.
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INTRODUCCION
INGENIERIA DE PROCESOS
Se entiende por Ingeniería de proceso aquella que:
• Se desarrolla, evalúa y diseña los procesos productivos.
• Se genera toda la información indispensable para la ingeniería básica.
• Por Proceso se entiende toda operación de transformación.
• Se define el “Know how” como se hace, es la información obtenida de la
investigación y desarrollo”.
• Se definen los requerimientos de materias primas e insumos que tenga el proceso.
• Se evalúan las condiciones del medio que afectan a los procesos.
Los modelos matemáticos son de suma utilidad para el mejor diseño del proceso en
consideración. A veces es necesaria la utilización de plantas pilotos para asegurar
los parámetros de diseño.
Es una rama de la ingeniería con conocimientos suficientes en ciencia y tecnología,
para aplicarlas en el diseño, simulación, optimización, innovación, logística y gestión
de los procesos, con base en el estudio de aquellos de naturaleza fisicoquímica y
biotecnológica, y una ética empresarial que promueva la protección del ambiente y la
seguridad industrial.
Funciones del Ingeniero de Procesos
El Ingeniero de Procesos, gracias a su enfoque sistémico y a sus conocimientos de
gestión, puede no sólo operar óptimamente los procesos industriales sino que
también está en capacidad de introducirles modificaciones para lograr una mayor
eficiencia, calidad, productividad y rentabilidad. Por otro lado, su actitud innovadora
le permite desarrollar nuevos productos, procesos y equipos, cuidando de no generar
impactos negativos sobre el ambiente.
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FUNCIONES DEPARTAMENTALES
INGENIERIA DE PROCESOS
Se involucra activamente en el cumplimiento de la Política de Calidad.
Participa en las etapas involucradas en el desarrollo de nuevos productos y
procesos, en la optimización o modificación de los existentes a través de actividades
de ingeniería de procesos tales como pruebas en laboratorios y en planta, cálculos
de balances de materia y energía, diseño de procesos y equipos, etc.
Participa en actividades de investigación y desarrollo de nuevos productos y
procesos incluyendo diseño de experimentos y pruebas a nivel piloto, con
proveedores internos y externos.
Desarrolla e implementa técnicas analíticas conforme a las necesidades de los
procesos operativos para realizar análisis involucrados en el desarrollo y arranque
de nuevos procesos.
Proporciona capacitación técnica requerida al personal involucrado en la operación
de nuevos procesos.
Apoya el mantenimiento, implementación y mejora del Sistema de Administración de
la Calidad.
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PROBLEMÁTICA A RESOLVER
La búsqueda de métodos de análisis más rápidos, selectivos y sensibles es uno de
los objetivos esenciales perseguidos por los cultivadores de la química analítica. En
la práctica, resulta muy difícil encontrar métodos analíticos que combinen estas tres
cualidades y, en general, alguna de ellas debe ser sacrificada en beneficio de las
otras.
La principal problemática que se planea resolver mediante el presente proyecto de
investigación es poder desarrollar una metodología a seguir para poder identificar
en una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico dichas especies las cuales en algún
momento pueden coexistir juntas en diferentes composiciones.
La necesidad de cuantificarlos surge dado que en el proceso de regeneración del
ácido nítrico a partir de una mezcla de nitratos con ácido sulfúrico nos producirá una
sal y el ácido nítrico que se desea obtener a la mayor concentración posible con el
objeto de tener la menor composición de ácido sulfúrico y de esta manera evitar
tener ambas especies en cantidades o composiciones similares, lo cual sería un
indicativo de que el ácido sulfúrico participa como reactivo en exceso en la
regeneración del ácido nítrico.
La manera a que viene a pegar la caracterización de las especies de la mezcla
sulfonítrica se ve representada en el hecho en que dicho análisis servirá como un
indicativo de qué tan eficiente está siendo la reacción para regenerar el ácido nítrico.
En el análisis industrial, la velocidad del proceso suele condicionar las características
del método empleado, más que su sensibilidad.
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JUSTIFICACION
La nitración es el proceso por el cual se efectúa la unión del grupo nitro (−NO2) a un
átomo de carbono, lo que generalmente tiene efecto por substitución de un átomo de
hidrógeno. La elección del agente (sustancia que nos genera el grupo nitro) nitrante y
la técnica de nitración se determinan por factores como la constitución química y
propiedades físicas del compuesto orgánico a nitrar y las características económicas
del proceso.
Los agente nitrantes son complejos ya que poseen valencia residual muy
pronunciada, es decir, aceptan electrones por nitrógeno y electrones compartidos por
los átomos de oxígeno, en la estabilización después de la nitración se separa un
ácido, que contiene el grupo NO2 formando parte del complejo lábil activo.
Algunos agentes son los siguientes:
Ácido nítrico
Mezclas nitrantes, por ejemplo, ácido nítrico mezclado con un agente
deshidratante como el óleum, ácido sulfúrico, anhídrido acético, pentóxido de
fósforo.
Nitratos alcalinos en presencia de ácido sulfúrico.
Este proyecto se desarrolló por la necesidad que tiene la empresa FERTIREY S.A.
DE C.V. de conocer las concentraciones de las especies que conforman una mezcla
de ácido sulfúrico y ácido nítrico.
La necesidad por la cual es primordial desarrollar una técnica analítica la cual nos
permita caracterizar las especies de una mezcla sulfonítrica que se obtendrá en la
regeneración del ácido nítrico, cuya parte se deriva de un proceso de nitración. Una
buena caracterización de las especies de la mezcla sulfonítrica nos puede indicar
burdamente de manera indirecta con que grado de conversión están actuando las
especies reactantes en la parte de la regeneración del ácido nítrico. Para de este
modo estar monitoreando en el transcurso de la regeneración del ácido nítrico con
que composición se está enriqueciendo dicho ácido.
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2.6 OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Desarrollar una marcha o metodología analítica que nos permita caracterizar las
especies presentes en una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico. Procedente de
un proceso de regeneración de ácido nítrico.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
Proporcionar un indicativo confiable al proceso de regeneración del ácido
nítrico para poder precisar cuando el ácido sulfúrico se encuentra en exceso
en la reacción de regeneración del ácido ya anteriormente
Proporcionar una marcha o metodología analítica de fácil ejecución y que no
represente algún riesgo desarrollarla, así como que se pueda adaptar para
obtener resultados confiables.
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CARACTERIZACION DE HNO3 EN UNA
MEZCLA DE
H2SO4 - HNO3.
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INTRODUCCION
La investigación y el desarrollo de nuevos proyectos que sirvan para mejorar y
cumplir la misión y objetivos de la empresa Fertirey S.A. de C.V. es un aspecto muy
importante en esta empresa, en la cual se me fue dada la oportunidad de realizar mi
estadía de residencia profesional.
En este capítulo se abordará todo lo referente a las especies que participan en la
caracterización de una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico provenientes de un
proceso de regeneración del ácido nítrico.
Además de que se explica cada una de las actividades llevadas a cabo en el
transcurso de estos cuatro meses y semanas, para llevar a buen término el problema
que la empresa busca solucionar. Presentando las técnicas o marchas analíticas
requeridas para tal fin, mostrando de igual manera los resultados arrojados por las
mismas.
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MARCO TEORICO
MEZCLA SULFONITRICA
La mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico en distintas proporciones se denomina
sulfúrico fumante o mezcla sulfonítrica, y es un excelente agente para la nitración de
anillos aromáticos (introducción de un grupo --NO2 en el anillo).
Se le conoce como Ácido Sulfúrico fumante, es utilizado para la sulfonacion del
benceno, se le llama fumante ya que este desprende vapores muy tóxicos.
ÁCIDO SULFÚRICO
Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, y en este texto
encontrará sus propiedades y principalmente como es su proceso de producción
industrial. Es de gran significado, la observación que frecuentemente se hace, es que
el per cápita usado de ácido sulfúrico es un índice del desarrollo técnico de una
nación. El ácido sulfúrico es importante en casi todas las industrias, y es usada
ampliamente en la manufactura de fertilizantes superfosfatos, sales sulfatadas,
celofán, rayón, detergentes, ácido clorhídrico, ácido nítrico, tintes, pigmentos,
explosivos, refinación de petróleo, en el almacenaje de baterías, en el tratamiento de
agua industrial, y en el blanqueado de minerales.
Propiedades
El ácido sulfúrico al 100 por ciento es un líquido incoloro, inodoro, denso y viscoso.
Esto se refiere al monohidrato, el cual puede ser considerado con una composición
equimolecular de agua y trióxido de azufre. Éste pierde trióxido de azufre en el
calentamiento hasta que, aproximadamente a los 338 C, resulta un ácido de 98.3 por
ciento.
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Tabla.2- Propiedades Físicas y Químicas del H2SO4
Punto Fusión 10.49 ºC
Punto Ebullición 340 ºC
Viscosidad a 25 ºC 19.7 centipoises.
Calor Latente Fusión 10.874 Kj/kmol
Calor de Formación a 25 ºC - 810.418 Kj/kmol
Gravedad Especifica 1.834 a 18 ºC
Es soluble en todas las proporciones en agua, produciendo una gran cantidad de
calor. Una libra de ácido sulfúrico al 100 por ciento diluido al 90 por ciento libera 80
Btu y diluido a 20 por ciento libera 300 Btu.
Es muy fuerte y corrosivo para la vida de los materiales estructurales.
Posee punto de ebullición alto y se puede emplear para producir ácidos
volátiles como HCl y HCN.
Es un agente oxidante suave. No se puede usar para preparar HBr o HI.
Concentrado y en caliente disuelve al Cu.
Es deshidratante.
El ácido sulfúrico es capaz de disolver grandes cantidades de trióxido de azufre,
produciendo varios grados de óleum. Cuando estas soluciones (ácido sulfúrico-óxido
sulfúrico) es mezclado con agua, el óxido se combina con agua, formando más ácido
sulfúrico. Se comercializa con concentraciones comprendidas entre el 98 y el 99 %
peso, como se produce. También se comercializan disoluciones de anhídrido
sulfúrico (SO3) en ácido sulfúrico, que reciben el nombre de óleum (antiguamente
ácido sulfúrico fumante, pues humea cuando sus vapores de SO3 se ponen en
contacto con la humedad del aire). La concentración del óleum se expresa
habitualmente como concentración en peso del SO3 libre disuelto en la mezcla, pero
también se expresa como la relación (en forma de porcentaje) entre el peso del ácido
sulfúrico 100%, que se puede obtener mediante la adición de agua, y el peso inicial
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del óleum. Evidentemente, el agua no se adiciona realmente, sino que se determina
mediante cálculo, para convertir el SO3 disuelto en H2SO4.
Tabla 3.- Conversión de concentraciones del óleum mediante balance de SO3 y H2O para producir H2SO4 al 100%.
% SO3 Libre H2O Necesaria H2SO4
Formado
% H2SO4 % H2SO4 Total
El ácido sulfúrico diluido a concentraciones por debajo del 94% sólo se comercializa
en circunstancias muy justificadas (ácidos residuales de diversos tratamientos). En
general se prefiere transportar ácido concentrado y diluirlo en el lugar de su
utilización por problemas de corrosión y para evitar sobrecostes del transporte de
agua.
El ácido sulfúrico presenta una serie de azeótropos a concentraciones próximas al
98.5 %w, a las que su presión de vapor se hace mínima. Tal y como se pone de
manifiesto en la figura 7, los vapores del H2SO4 a concentraciones por debajo de esta
concentración son de agua ácida, mientras que por encima (y especialmente en el
caso del óleum) son de SO3 húmedo.
En ambos casos el H2SO4 presente forma gotas diminutas (vesículas) cargadas
electroestáticamente; es decir, nieblas persistentes, difícilmente condensables.
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Figura 6.- Abaco que relaciona la densidad del ácido sulfúrico con su concentración y su
temperatura.
Almacenamiento y Transporte. Materiales
Camiones tanques, barriles, tanques, botellas. El ácido sulfúrico es intensamente
corrosivo y ataca prácticamente todos los metales, las construcciones que lo
contengan deben ser cuidadosamente elegidas. El vidrio es utilizado para todas las
concentraciones. Metales semejantes como hierro y acero pueden ser usados para
altas concentraciones de ácido (más de 65 ºBe).
El ácido sulfúrico se transporta en buques tanques de hasta 20,000 Tm, en camiones
cisterna y cisternas sobre ferrocarril, además de bombearse por tuberías. Se
almacena en tanques de capacidad de hasta 6,000 Tm, aunque no existe legislación
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que la limite. Los mayores suelen ser cilíndricos de fondo plano y techo cónico.
Figura 7.- Diagrama de equilibrio del ácido sulfúrico a presión constante.
Deben disponerse dentro de cubetos de hormigón con revestimiento antiácido,
capaces de resistir las aguas ácidas de lluvia que pudieran ocasionarse
accidentalmente y que proporcionen un cierto aislamiento con respecto a la
circulación de vehículos que pudieran impactar con ellos, pero no para retener las
fugas en el poco probable caso de rotura de los tanques.
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Deben disponer de sistemas de respiración y ventilación de la atmósfera presente en
su interior, pues el hidrógeno producido por ataque del ácido al acero puede
concentrarse y ocasionar atmósferas explosivas. Se recomienda realizar frecuentes
transvases para evitar que la superficie del líquido quede estacionaria durante mucho
tiempo y ocasione corrosiones muy localizadas en las paredes de los tanques, si la
zona superficial del ácido se diluye debido a la humedad del aire.
Figura 8.- Materiales resistentes al ácido sulfúrico según su concentración y temperatura.
Para ácido frío (T < 40 ºC) y concentraciones superiores al 94% se admite el acero al
carbono como material de construcción idóneo para tanques, cisternas y todo tipo de
recipientes, previendo un sobrespesor para la corrosión de 3 mm sobre los
espesores que proporcionan la necesaria rigidez y resistencia mecánica. En tuberías,
para las mismas temperaturas y concentraciones, se recomienda que las velocidades
medias de circulación del ácido sean del orden de 1 m/s, y que nunca sobrepasen
1.5 m/s; para temperaturas superiores y las mismas concentraciones, el acero al
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carbono debe ser sustituido por fundición antiácida (con alto contenido de silicio), con
uniones mediante bridas, juntas de teflón y tapajuntas protectores.
En la construcción de recipientes se emplea el acero al carbono con un revestimiento
interior de ladrillos antiácidos que aísle térmicamente las paredes metálicas,
manteniendo su temperatura por debajo de los 40 ºC.
Para concentraciones inferiores a 78% y temperaturas de hasta 125 ºC se
recomiendan materiales termoplásticos tipo PVDF o poliéster reforzado fibra de vidrio
(FGRP). Cuando es necesaria una buena conductividad térmica pueden servir los
aceros inoxidables AISI 316L (bajo carbono), 327 y/o 347 (estabilizados con Ti y Nb,
respectivamente). A temperaturas hasta 100 ºC debe recurrirse a una protección
catódica adecuada a las condiciones de servicio. Para temperaturas aún mayores en
el mercado se encuentran aleaciones especiales como las que se indican en la figura
y en casos extremos hay que recurrir al grafito aglomerado con resinas furánicas o al
acero carbono vitrificado y/o revestido con teflón en su superficie en contacto con el
ácido.
Antecedentes de Producción.
El ácido sulfúrico fue producido por primera vez aproximadamente en el año 1,000 de
la era cristiana. Por 18 siglos, el ácido sulfúrico fue preparado por el quemado de
salitre con azufre. En el siglo XVIII y XIX, éste fue esencialmente producido por una
cámara procesadora en la cual el óxido de nitrógeno era usado como un catalizador
homogéneo para la oxidación del óxido de azufre. El producto hecho por este
proceso era de baja concentración, no era lo suficientemente alto para los muchos
usos comerciales.
Durante la primera mitad del siglo XIX, la cámara procesadora fue gradualmente
reemplazada por el proceso de contacto, y ahora el método anterior es considerado
obsoleto. En 1915, un efectivo catalizador de vanadio fue desarrollado para el
proceso de contacto. Este tipo de catalizador fue empleado en los Estados Unidos. El
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catalizador de vanadio tiene la ventaja de una resistencia superior a la intoxicación y
de ser relativamente abundante y barata comparado con el platino. Después de la
segunda guerra mundial, el tamaño típico de las plantas que realizaban el proceso de
contacto se incrementó drásticamente alrededor del mundo suministrando un rápido
incremento de la demanda de la industria de fertilizantes de fosfatos.
En el año de 1963, se desarrolla el primer proceso de doble absorción en gran
escala. En este proceso, el gas SO2 que ha sido parcialmente convertido en SO3 por
medio del catalizador es refrigerado, pasa a través del ácido sulfúrico para remover
SO3 recalentado, y luego es pasado a través de una o dos cámaras catalizadores.
Por este método, la conversión total puede ser incrementada desde el 98% al 99.5-
99.8%, por consiguiente reduciendo la emisión del SO2 convertido a la atmósfera.
El proceso de contacto ha sido mejorado en todo detalle y es ahora una de las
industrias de bajo costo, con un proceso automático continuo. Todas las nuevas
plantas de ácido sulfúrico usan el proceso de contacto. Las pocas plantas de
pequeña capacidad emplean la cámara de procesamiento que representa el 5% de
las plantas de ácido sulfúrico.
Proceso de Producción del H2SO4
El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de
concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la
producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de
contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y
es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la
fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido
(62%-78% H2SO4). El proceso de contacto produce un ácido más puro y
concentrado, pero requiere de materias primas más puras y el uso de catalizadores
costosos. En ambos procesos el dióxido de azufre (SO2) es oxidado y disuelto en
agua. El dióxido de azufre es obtenido mediante la incineración azufre, tostando
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piritas (Bisulfuro de Hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la
combustión de sulfuro de hidrogeno (H2S) gaseoso.
Proceso de cámaras de plomo
Figura 9.- Diagrama del proceso de cámaras de plomo
Es el proceso de cámaras de plomo dióxido de azufre (SO2) gaseoso caliente entra
por la parte inferior de un reactor llamado torre de Glover donde es lavado con vitriolo
nitroso (ácido sulfúrico con óxido de nitrógeno (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2)
disueltos en él), y mezclado con óxido de nitrógeno (NO) y dióxido de nitrógeno
(NO2) gaseosos. Parte de dióxido de azufre es oxidado a tritóxido de azufre (SO3) y
disuelto en el baño ácido para formar el ácido de torre o ácido de Glover
(aproximadamente 78% de H2SO4).
SO2 + NO2 NO + SO3
SO3 + H2O H2SO4 (ácido de Glover)
De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye dióxido y tritóxido de azufre,
óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxígeno y vapor) es transferida a una cámara
recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran
espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico
es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es
acumulado en el piso del la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie,
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donde los gases pasan por cada una de las cámaras en sucesión. El ácido producido
en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante,
contiene de 62% a 68% de H2SO4.
NO + NO2 + H2O 2.HNO2
HNO2 + H2SO3 H2SO4 (ácido de cámara)
Luego de que los gases pasaron por las cámaras se los hace pasar a un reactor
llamado torre de Gay-Lussac donde son lavados con ácido concentrado enfriado
(proveniente de la torre de Glover). Los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre
que no haya reaccionado se disuelven en el ácido formando el vitriolo nitroso
utilizado en la torre de Glover. Los gases remanentes son usualmente liberados en la
atmósfera.
Proceso de contacto
El proceso se basa en el empleo de un catalizador para convertir el SO2 en SO3, del
que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación.
2 SO2 + O2 2 SO3
SO3 + H2O H2SO4
Figura 10.- Diagrama del proceso de contacto
25
En este proceso, una mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10% de SO2,
según la fuente de producción de SO2 (el valor inferior corresponde a plantas que
tuestan piritas y el superior a las que queman azufre), y de un 11 a 14% de O 2, se
precalienta y una vez depurada al máximo, pasa a un convertidor de uno o más
lechos catalíticos, por regla general de platino o pentóxido de vanadio, donde se
forma el SO3. Se suelen emplear dos o más convertidores.
Los rendimientos de conversión del SO2 a SO3 en una planta en funcionamiento
normal oscilan entre el 96 y 97%, pues la eficacia inicial del 98% se reduce con el
paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más acusado en las plantas
donde se utilizan piritas de partida con un alto contenido de arsénico, que no se
elimina totalmente y acompaña a los gases que se someten a catálisis, provocando
el envenenamiento del catalizador. Por consiguiente, en ocasiones, el rendimiento
puede descender hasta alcanzar valores próximos al 95%.
En el segundo convertidor, la temperatura varía entre 500º y 600ºC. Ésta se
selecciona para obtener una constante óptima de equilibrio con una conversión
máxima a un coste mínimo. El tiempo de residencia de los gases en el convertidor es
aproximadamente de 2-4 segundos.
Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100ºC aproximadamente y
atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción parcial de SO3. Los gases
residuales atraviesan una segunda torre, donde el SO3 restante se lava con ácido
sulfúrico de 98%. Por último, los gases no absorbidos se descargan a la atmósfera a
través de una chimenea.
Existe una marcada diferencia entre la fabricación del SO2 por combustión del azufre
y por tostación de piritas, sobre todo si son arsenicales. El polvo producido en el
proceso de tostación nunca puede eliminarse en su totalidad y, junto con las
impurezas, principalmente arsénico y antimonio, influye sensiblemente sobre el
rendimiento general de la planta.
La producción de ácido sulfúrico por combustión de azufre elemental presenta un
mejor balance energético pues no tiene que ajustarse a los sistemas de depuración
tan rígidos forzosamente necesarios en las plantas de tostación de piritas.
26
ÁCIDO NITRICO
Los dos oxiácidos comunes del nitrógeno son el ácido nitroso (HNO2) y el ácido
nítrico (HNO3). El primero es un ácido mucho más débil que el segundo y se forma
cuando los nitritos metálicos se tratan con un ácido fuerte:
NaNO2 (ac) + HCl (ac) → HNO2 (ac) + NaCl (ac)
Estos dos ácidos revelan un patrón general en la fuerza relativa del ácido entre los
oxiácidos: mientras más átomos de oxígenos están unidos al átomo no metálico
central, más fuerte es el ácido. Entonces, el HNO3 es más fuerte que el HNO2. Los
átomos de oxígeno atraen la densidad electrónica del átomo de nitrógeno, que a su
vez atrae la densidad electrónica del O del enlace O¾H, facilitando la liberación del
ion H+. El átomo de oxígeno también actúa para estabilizar, por la deslocalización de
la carga negativa, el oxianión resultante. El mismo patrón se observa para los
oxiácidos del azufre y de los halógenos.
El ácido nítrico era conocido por los alquimistas que lo denominaban aqua fortis. Es
el oxiácido más importante del nitrógeno y probablemente el segundo (tras el
sulfúrico) más importante de todos los ácidos inorgánicos. Es un líquido aceitoso,
incoloro, que por acción de la luz toma una coloración marrón, más o menos intensa,
debido a su parcial descomposición en NO2 (sus disoluciones se deben guardar en
botellas oscuras):
4 HNO3 (ac) + hn → 4 NO2 + O2 + 2 H2O
Es un oxidante fuerte. Los productos de su reacción con los metales varían de
acuerdo con la reactividad del metal y la concentración de HNO3:
27
Con un metal activo como el aluminio y usando HNO3 diluido, el N se reduce
del estado +5 al estado –3 en el ion amonio:
8 Al(s) + 30 H+ + 3 NO3-(ac) → 8 Al3+(ac) + 3 NH4
+(ac) + 9 H2O(l)
Con un metal menos reactivo, como el cobre y ácido más concentrado, el N se
reduce al estado de oxidación +2 en el NO:
3 Cu(s) + 8 H+(ac) + 2 NO3-(ac) → 3 Cu2+(ac) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
Generalidades
El ácido nítrico es un líquido cuyo color varía de incoloro a amarillo pálido, de olor
sofocante. Se utiliza en la síntesis de otros productos químicos como colorantes,
fertilizantes, fibras, plásticos y explosivos, entre otros. Es soluble en agua,
generándose calor. No es combustible, pero puede acelerar el quemado de
materiales combustibles y causar ignición. Es corrosivo de metales y tejidos. Si
además, contiene NO2 disuelto, entonces se conoce como ácido nítrico fumante y su
color es café-rojizo. Actualmente, se obtiene por oxidación catalítica de amoníaco.
Antecedentes
Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por Glauber. En
1783, Covendish logró la determinación de su composición.
Características Generales
Formula: HNO3
Mínima Lewis
28
Peso molecular: 63.02 g/mol.
Composición: H: 1.6 %; N: 22.23 % y O: 76.17 %.
Propiedades Físicas y Químicas
El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El HNO 3
es un líquido incoloro que se descompone lentamente por la acción de la luz,
adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el
aire húmedo despide humos blancos, su punto de fusión es de –43 ºC y su punto de
ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es
soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1.5 g/ml.
El Ácido Nítrico es uno de los más fuertes desde el punto de vista iónico. Pero lo que
lo caracteriza químicamente es su energía de acción oxidante. La misma se
manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el Oro y el Platino, ciertas sales,
sustancias orgánicas y en general sobre toda sustancia capaz de oxidarse. Así, una
astilla de madera con un punto en ignición, al contacto con el Ácido Nítrico, sigue
ardiendo con formación de CO2 y vapores rutilantes.
Este ácido es tóxico, muy corrosivo, mancha la piel de amarillo y destruye las
mucosas. Su acción oxidante se intensifica cuando tiene disuelto Peróxido de
Nitrógeno que actúa como catalizador; por eso el ácido más energético es el Ácido
Nítrico Rojo fumante.
Propiedades Químicas
1).- Ácido inestable.
Calentado se descompone:
4 HNO3 4NO2 + 2H2O + O2
En esta descomposición se verifica una oxidación-reducción.
29
4N + 4e 4N (reducción)
2O - 4e O2 (oxidación)
El nitrógeno pasa de pentavalente en el óxido nítrico a tetravalente en el óxido de
nitrógeno reduciéndose, y el oxígeno pasa de combinado a libre oxidándose. Esta
descomposición la produce más lentamente la luz por eso, el ácido nítrico debe
guardarse en frascos esmerilados.
Los vapores rutilantes se disuelven en el ácido comunicándole al mismo una
coloración Rojo Pardo.
2).- Es un ácido Monoprótico:
Por eso solo forma sales neutras: Nitratos.
HNO3 [H] + [NO3]
El radical nitrato posee una sola valencia, es decir, monovalente. Al formar sales, hay
tantos radicales nitratos como valencias posea el metal.
NaNO3 Nitrato se Sodio
Ca (NO3)2 Nitrato de Calcio
Ba(NO3)2 Nitrato de Bario
Al(NO3)3 Nitrato de Aluminio
El ácido nítrico se disocia muy fácilmente, lo que permite que el mismo actúe sobre
los elementos de forma eficaz. En otras palabras, es un ácido muy fuerte, vale decir,
muy disociado.
30
3).- Es un fuerte oxidante:
La acción oxidante del ácido nítrico se ejerce sobre los metales y los no metales.
El ácido nítrico concentrado forma los siguientes productos al actuar como oxidante:
2HNO3 2NO2 + H2O + O-2
En cambio, el diluido se descompone así:
2HNO3 2NO + H2O + O
Reacción del HNO3 sobre la materia orgánica
Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy corrosivo, ataca las mucosas, en contacto
con la piel la colorea de amarillo, esta es una reacción debida a las proteínas de la
piel y se llama “Reacción Xantoprotéica”.
Agua Regia:
Una mezcla formada por tres volúmenes de HCl y por una de HNO3 se la llama
“Agua Regia” por atacar al Oro y al Platino:
a) 2HNO3 H2O + N2O5
b) N2O5 2 NO + 3O
c) 3O + 6 HCl 3 H2O + 6HCl
2HNO3 + 6 HCl 4H2O + 2NO + 6Cl
Este Cloro atómico reacciona con el Oro y el Platino
Aplicaciones del Ácido Nítrico
El HNO3 es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista de vida
industrial, pues se le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos,
colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de
metales.
31
Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de Birbeland-Eyde)
y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de
Ostwald, tienen enorme importancia industrial y en particular para la agricultura pues
las reservas naturales de abonos naturales como el salitre son insuficientes para
satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el aprovechamiento del
nitrógeno atmosférico resolvió un problema de capital interés al suministrar nitratos
minerales en grandes cantidades y a bajo costo.
Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son
derivados nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia
orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el
colodión y celuloide. Con el Tolueno da lugar a la formación del Trinitrotolueno
(T.N.T.) o Trotyl.
Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina. Con la glicerina
constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita.
Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la
industria de los colorantes. Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la
terna de ácidos de mayor aplicación industrial.
Proceso producción del HNO3
Uno de los métodos más conocidos es llevado a cabo por medio de la Oxidación de
amoníaco. El proceso consiste en oxidar el amoníaco con aire en presencia de un
catalizador que generalmente es de platino, para luego hacer pasar el resultado de
esta operación por unas torres de absorción con el fin de hidratar los óxidos de
nitrógeno y convertirlos en ácido nítrico.
El aire es presurizado por medio de un compresor impulsado por una turbina de gas
y vapor, además es purificado. Se precalienta por medio de un intercambio de calor
con los gases del producto. El amoníaco proporcionado como materia prima líquida
se evapora y precalienta a la misma temperatura por medio de vapor. Después se
32
mezclan las dos corrientes y se alimentan a un reactor adiabático donde el aire oxida
el amoníaco, a NO, que forman gases nitrosos con el aire en exceso; dentro del
reactor se encuentra una malla o tela de platino que se usa como catalizador. La
relación de alimentación es de 10% de amoníaco y 90 % de oxígeno, por eso se cree
que es más barato y cómodo transportar el amoníaco que el ácido nítrico.
Los gases desprendidos en esta parte del proceso se usan en una caldera para la
producción de vapor, el precalentador de aire y un calentador de gas residual, antes
de hacerlos pasar por un condensador enfriador, del cual sale a 40°C
aproximadamente. De allí pasan a un proceso de absorción, que se puede realizar
en una torre que se alimenta con agua o en un sistema de varias torres en las cuales
se bombea ácido cada vez más diluido de la torre anterior, hasta agua, intercalando
un refrigerante, en contracorriente con los óxidos de nitrógeno que salen del reactor.
En la torre se hace circular agua en contracorriente con los óxidos que salen del
reactor, esta debe tener un sistema de refrigeración, como por ejemplo, chaquetas
de enfriamiento. En el proceso se llega al equilibrio, y entonces el ácido ya producido
se descompone y se vuelve a producir NO, por lo cual no es suficiente la absorción
ácida, entonces el ácido débil en algunas plantas se somete a una absorción alcalina
si se desea aumentar la concentración de este.
Este método consiste en pasar el ácido por torres de absorción rociadas con líquidos
alcalinos, generalmente este lavado se hace con una suspensión de cal en una
disolución de nitrato de calcio, esta solución reacciona con los óxidos de nitrógeno
formando nitritos, los cuales se pueden recuperar por inyección de aire en una torre
de inversión. Este método de absorción alcalina disminuye en gran cantidad la
posible contaminación de los óxidos de nitrógeno (NOx) y también evita que se
entorpezcan las reacciones de producción de HNO3, aumentando un poco la
concentración, de 50% que sale de la absorción ácida, a 60% después de la alcalina.
Los métodos más usados de fabricación de ácido alcanzan máximo concentraciones
de 60%, aunque en algunos casos con la preconcentración se llega hasta 68%, por
lo cual se deben someter a procesos de concentración, el más usado es la captación
33
del agua con ácido sulfúrico, el cual después se recupera evaporando el agua a
325°C.
Química del Proceso
La reacción global del proceso, es la siguiente:
1.- NH3 (g)+ 2O2 (g) HNO3 (ac.) + H2O (l)
Durante el proceso se presentan las siguientes reacciones. La que aparece a
continuación se lleva a cabo en el reactor adiabático y representa la oxidación del
amoníaco.
2.- 4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (l)
Esta reacción también se presenta en el reactor, y se genera gracias al oxígeno en
exceso presente. Es una reacción muy lenta y difícil de manejar, ya que presenta
cinética de tercer orden, y si se tratara de optimizar se afectaría la reacción 2.
3.- 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Esta reacción es muy importante y se lleva a cabo en la torre de absorción, cuando
se ponen a circular en contracorriente el H20 y los gases que salen del reactor
anteriormente condensados.
4.- 3NO2 (g) + H2O (l) 2HNO3 (l) +NO (g)
Las siguientes reacciones no son fundamentales durante el proceso, pero en
diferentes formas afectan la eficiencia de éste. Por lo que se tendrán en cuenta.
5.- 4NH3 (g) + 3O2 (g) 2N2 (g) + 6H2O (g)
6.- 4NH3 (g) + 6NO (g) 5N2 (g) + 6H2O (g)
7.- 2NO2 (g) N2O4
En la torre de absorción alcalina se presenta la siguiente reacción, que representa la
conversión de los óxidos de nitrógeno a nitritos, en este caso de calcio, ya que la
solución utilizada es una lechada de cal, pero se pueden utilizar otras soluciones.
8.- 4NO2 + 2Ca (OH)2 Ca (NO3)2 + 2H2O
34
Si se desean recuperar los nitritos producidos en la absorción alcalina, se les oxida a
nitratos para que así puedan ser utilizados en la fabricación de otros compuestos, o
de las nuevas lechadas a agregar en la torre.
9.- 3Ca (NO2)2 + 4HNO3 3Ca (NO3)2 + 2H2O
Termodinámica del Proceso
La reacción 2 es una reacción de cambio cuando es catalizada, que se completa en
menos de un milisegundo. Debe, por lo tanto, realizarse como una reacción
adiabática. La concentración de amoníaco en el aire alimentado se debe limitar, para
que al alcanzar la temperatura máxima no dañe el costoso catalizador.
Las temperaturas a las que se realiza esta reacción son de 800 a 900° C, a presión
atmosférica o más elevada. La reacción es exotérmica y produce 216.7 Kcal. La
reacción 3 se produce en fase gaseosa, lenta, con una velocidad que decrece a
medida que aumenta la temperatura, por lo cual la conversión completa a NO2 no
resulta práctica desde el punto de vista comercial. En la reacción se liberan 26.9
Kcal.
La reacción 4 causa ciertos problemas ya que llega rápidamente al equilibrio, que en
este caso no es conveniente, porque significa que a medida que se produzca ácido,
también se descompondrá, y es por ello que no se pueden conseguir altas
concentraciones con facilidad. La reacción de absorción es complicada ya que todos
los óxidos de nitrógeno y el ácido nitroso son absorbidos y reaccionan para producir
ácido nítrico, pero una tercera parte de estos gases disueltos son luego expelidos
como NO, requiriendo reoxidación y reabsorción hasta que la cantidad de NO sea
pequeña. Este es un proceso muy dispendioso. Esta reacción también es exotérmica
y produce 32.5 Kcal.
Las reacciones presentadas durante el proceso son altamente exotérmicas, por lo
cual los vapores generados se pueden usar como fuentes energéticas, para el
funcionamiento de los equipos en el proceso. Siendo muy benéfico, ya que bien
utilizados los vapores disminuyen los costos de las operaciones.
35
PROCEDIMIENTO Y DESCRIPCION DE LAS ACTIVIDADES
REALIZADAS
La seguridad en nuestro centro de trabajo es un aspecto muy importante para la
empresa FERTIREY S.A. de C.V. razón por la cual cualquier persona que ingrese a
planta debe cumplir con ciertas medidas de seguridad, habiendo cumplido y
aprobado el curso de inducción impartido por el Ingeniero encargado de la seguridad
de la empresa, debido a que la empresa es considerada de alto riesgo y cualquier
persona que labore en ella debe y es su obligación saber cómo actuar en caso de
alguna emergencia. Las medidas de seguridad principales son:
Uso de Casco de seguridad.
Uso de lentes de seguridad.
Uso de guantes de carnaza al manejar superficies que representen un riesgo.
Uso de calzado industrial.
Vestir manga larga.
Usar en las áreas que así lo requieran tapones auditivos de seguridad.
Usar en áreas donde exista presencia importante de polvo y olores, el cubre
bocas.
En el laboratorio de control de calidad que es donde se realizan las pruebas de
laboratorio de la gran mayoría de los proyectos que maneja el departamento de
Ingeniería de proceso cuenta con una serie de lineamientos o normas de seguridad a
seguir estrictamente para evitar cualquier accidente, entre los cuales se encuentran:
Uso de guantes de neopreno cuando se trabaje con sustancias acidas.
36
Utilizar lentes de seguridad.
Vestir bata o camisa de manga larga, para evitar estar expuesto a sustancias
químicas peligrosas.
Evitar dejar sobre las mesas de trabajo sustancias químicas o reactivos
analíticos.
Enjuagar muy bien el material de laboratorio después de haber sido utilizado.
Todas las sustancias químicas que se manejan en el laboratorio, cuentan con su
rombo de seguridad. En el laboratorio de control de calidad de FERTIREY se cuenta
con un manual donde vienen las hojas de seguridad de las sustancias que se
manejan y encuentran en el laboratorio. En ella se presenta información sobre las
características de la sustancia, los riesgos que representa su manejo y las acciones
que deben tomarse en caso de accidente.
El código de almacenamiento de los mismos en el laboratorio de control de calidad
es el Código Winkler, el cual es muy similar al del rombo de seguridad.
37
DETERMINACION DE NITROGENO NITRICO PARA
CUANTIFICAR EL ÁCIDO NITRICO PRESENTE.
Para empezar a atacar el problema que nos plantea el proyecto, se empezó por
caracterizar el ácido nítrico, se probó primeramente para blancos de nitrato de
potasio y ácido nítrico al 15 % W. Posteriormente se analizó la mezcla sulfonítrica de
ácidos a las concentraciones que normalmente se van a obtener en el proceso
regenerativo de ácido nítrico.
La técnica empleada para Determinar el Nitrógeno nítrico fue la establecida por
Norma Mexicana “NMX-Y-038-1985” la cual establece: Productos para uso
agropecuario - Fertilizantes - Nitrógeno nítrico - Método del Zinc – Sulfato Ferroso.
De Esta técnica se utilizó el principio fundamental, para utilizar una técnica que fue
validada anteriormente en la empresa en otro proyecto de investigación, la cual fue
adaptada a las necesidades del proyecto.
PRODUCTOS PARA USO AGROPECUARIO - FERTILIZANTES - NITROGENO
NITRICO - METODO DEL ZINC - SULFATO FERROSO
OBJETIVO
Esta norma establece un método de destilación para la determinación de nitrógeno
en fertilizantes.
PRINCIPIO
El método se basa en la transformación del nitrógeno nítrico en amoníaco, el cual es
Destilado en medio alcalino, absorbiéndolo en una disolución valorada de ácido
Sulfúrico y titulando el exceso de ácido con disolución valorada de hidróxido de
sodio.
REACCIONES
Las reacciones que se llevan a cabo son:
38
a) En el tratamiento con álcali:
NH4+ + NaOH --------> NH3 + H2O + Na+
b) En absorción:
2 NH3 + H2SO4 ------> (NH4)2SO4
c) En la titulación:
H2SO4 + 2NaOH -----> Na2SO4 + 2H2O
6 REACTIVOS Y MATERIAL
Los reactivos que a continuación se mencionan, deben ser grado analítico, a menos
que se indique otra cosa. Cuando se hable de agua, debe entenderse agua destilada
o desmineralizada.
6.1 Zinc metálico en polvo, (Zn)
6.2 Sulfato ferroso, (FeSO4 * 7H2O)
6.3 Disolución de hidróxido de sodio (NaOH), 40% W
6.4 Disolución valorada de ácido sulfúrico (H2SO4), 0.5 N.
6.5 Disolución de hidróxido de sodio (NaOH), 0.25N
6.6 Disolución indicadora de rojo de metilo
Pesar 1.25 g de rojo de metilo, transferir a un matraz volumétrico de 1000 cm³,
disolver y llevar a la marca con alcohol etílico al 95%. Guardar en frasco oscuro.
6.7 Granalla de zinc o perlas de vidrio
6.8 Parafina o tributilcitrato
6.9 Papel filtro Whatman No. 5 o similar.
7 APARATOS
Aparatos usuales de laboratorio y:
7.1 Balanza analítica capaz de pesar 0.0001 g
7.2 Aparato de destilación que comprende: (ver figura 1)
7.2.1 Matraz Kjeldahl de 800 cm³ de capacidad
39
7.2.2 Bulbo Kjeldahl o cualquier otra trampa efectiva para evitar el arrastre de
hidróxido de sodio durante la destilación.
7.2.3 Refrigerante recto o condensador
7.2.4 Trampa de vidrio que evite la succión de la disolución del matraz colector
7.2.5 Matraz Erlenmeyer de boca ancha, de 500 cm³ de capacidad, para colectar el
destilado.
7.2.6 Elemento de calentamiento para el matraz Kjeldahl.
9 PROCEDIMIENTO
9.1 Porción de análisis
Pesar al 0.0001 g, aproximadamente 5 g de la muestra de análisis.
9.2 Prueba testigo
Correr al mismo tiempo y usando el mismo procedimiento descrito en 9.3, una
prueba testigo con la misma cantidad de los reactivos usados para la determinación,
utilizando 1 g de sacarosa en lugar de la muestra.
9.3 Determinación
9.3.1 Transferir la porción de análisis a un vaso de precipitados de 250 cm³, agregar
100 cm³ de agua, agitar hasta disolver, filtrar a través de papel filtro (6.9), recibiendo
el filtrado en un matraz volumétrico de 500 cm³, lavar con tres porciones de 10 cm³
de agua, dejando que pase el agua de cada lavado antes de agregar la siguiente
porción. Llevar a la marca con agua y homogeneizar.
9.3.2 Transferir una alícuota de 50 cm³, al matraz Kjeldahl (7.2.1), agregar 400 cm³
de agua, 5 g de zinc (6.1), 2 g de sulfato ferroso (6.2), 3 cm³ de tributilcitrato ó
parafina (6.8) (ver 11.3), granalla de zinc (6.7) (ver 11.4) y homogeneizar (ver 11.2).
9.3.3 Por separado, agregar 30 cm³ de disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4) en
el matraz Erlenmeyer (7.2.5) y 5 gotas de disolución indicadora (6.6). Completar con
agua a un volumen total de aproximadamente 100 cm³. Colocar el matraz
40
Erlenmeyer en el aparato de destilación (7.2). Cuidando que el tubo de descarga
quede sumergido 1.5 cm en el líquido.
9.3.4 Posteriormente, agregar 40 cm³ de la disolución de hidróxido de sodio (6.3);
dejándola resbalar lentamente por la pared del matraz Kjeldahl para formar dos
capas de líquido. (Ver 11.5), conectar rápidamente el matraz al aparato de
destilación y agitar el contenido del matraz Kjeldahl.
9.3.5 Calentar suavemente, aumentando gradualmente el calentamiento hasta
obtener una velocidad de destilación adecuada. Suspender la destilación cuando se
hayan colectado aproximadamente 250 cm³ de destilado. Retirar el matraz
Erlenmeyer (7.2.5), lavando la trampa de vidrio (7.2.4) con agua, recibiendo el agua
de lavado en el matraz colector. (Ver 11.6).
9.3.6 Titular la disolución obtenida, con disolución valorada de hidróxido de sodio
(6.5), hasta el vire de color rojo a amarillo.
10 EXPRESION DE RESULTADOS
10.1 Método de cálculo y fórmula
El contenido de nitrógeno nítrico en la muestra, como porcentaje en masa de
nitrógeno (N), se calcula con la siguiente expresión: (ver 11.1).
% N = (V1N1 –V2N2) – (V3N1 – V4N2) x 0.014 x V5 x 100 m*V6
En donde:
V1 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4)
empleado en la determinación.
N1 Es la normalidad de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4).
V2 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5)
empleado en la determinación.
N2 Es la normalidad de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5).
41
V3 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4)
empleado en la prueba testigo.
V4 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5),
empleado en la prueba testigo.
0.014 Es el miliequivalente del nitrógeno.
V5 Es el volumen, en cm³, de la dilución de la porción de análisis.
V6 Es el volumen, en cm³, de la alícuota de la porción de análisis empleada en la
determinación.
m Es la masa, en gramos, de la porción de análisis
42
TÉCNICA VALIDADA:
DETERMINACIÓN DE NITRÓGENO TOTAL POR EL MÉTODO DEL
SULFATO FERROSO – ZINC.
Objetivo y campo de aplicación:
Esta técnica determina nitrógeno amoniacal y nítrico, mediante un método
volumétrico.
Reactivos:
1. Zinc metálico (Zn), en polvo.
2. Sulfato ferroso (FeSO4 * 7 H2O), en cristales.
3. Disolución de hidróxido de sodio (NaOH), al 50%.
4. Disolución valorada de ácido sulfúrico (H2SO4), 0.5 N.
5. Disolución valorada de hidróxido de sodio (NaOH), 0.25N.
6. Indicador de rojo de metilo.
Aparatos:
1. Balanza analítica
2. Mechero de bunsen
3. Matraz Kjeldahl de 800 cm3
4. Trampa de absorción
5. Bulbo Kjeldahl
6. Embudo de separación de 125 cm3
7. Refrigerante recto
8. Matraz Erlenmeyer de 250 cm3
9. Bureta de 25 ml
10.Pipetas de diferentes volúmenes.
Procedimiento:
43
1. Pesar un gramo de muestra y anotar el peso exacto.
2. Transferir la muestra al matraz Kjeldahl de 800 cm3, agregar 5 g de
Zinc, 1 g de sulfato ferroso, 400 cm3 de agua destilada y 4 perlas de
vidrio.
3. Agregar con pipeta volumétrica 30 ml de ácido sulfúrico valorado al
matraz Erlenmeyer y llevar con agua destilada a la marca de 100 ml.
Introducir la manguera en el matraz y colocar en el aparato de
destilación.
4. Agregar 40 cm3 de hidróxido de sodio al 50% en peso, al matraz
Kjeldahl y tapar inmediatamente con la trampa de absorción. Sujetar
bien en el aparato de destilación.
5. Encender la llave del agua del refrigerante y prender la llama del
mechero de bunsen.
6. Retirar el matraz Erlenmeyer, hasta completar una destilación de 250 a
300 cm3. Suspender el agua y el fuego.
7. Agregar al matraz Erlenmeyer 6 – 8 gotas de indicador y titular el
exceso de ácido con solución valorada de hidróxido de sodio, hasta el
vire de rojo a melón.
*Correr una prueba testigo si es posible al mismo tiempo, con las mismas
cantidades de reactivos mencionadas anteriormente, pero sin muestra. En
el matraz Erlenmeyer colocar únicamente 10 ml de ácido sulfúrico
valorado.
Expresión de resultados:
% N = [(V1N1 – V2N2) – (V3N1 – V4N2)] x 0.014 x 100m
En donde:
44
V1 es el volumen en cm3 de disolución valorada de ácido sulfúrico, usado en la
determinación.
V2 es el volumen en cm3 de disolución valorada de hidróxido de sodio, gastados
en la titulación de V1.
V3 es el volumen, en cm3, de la disolución valorada de ácido sulfúrico usado para
prueba testigo.
V4 es el volumen, en cm3, de la disolución valorada hidróxido de sodio gastados
en la titulación de la prueba testigo (V2).
N1 es la normalidad de la disolución valorada de ácido sulfúrico.
N2 es la normalidad de la disolución valorada de hidróxido de sodio (4.5)
m es la masa de muestra en g.
0.014 es el miliequivalente del nitrógeno.
Notas al procedimiento:
1. La normalidad del ácido sulfúrico y del hidróxido de sodio, pueden variar,
pero debe especificarse su dato real.
2. La muestra debe ser lo más cercano a un gramo, ya que las cantidades de
los reactivos están adaptados a ese valor.
3. Una vez llegado el destilado al volumen deseado debe bajarse del aparato
y posteriormente apagar la llama, de modo contrario, se regresa el
destilado.
4. Es muy importante revisar que las mangueras no estén torcidas, de lo
contrario podría ocurrir un accidente.
5. La llama debe ser lenta y constante.
6. El sulfato ferroso y el zinc participan en la reacción.
7. Las perlas de vidrio ayudan a la ebullición de la mezcla.
45
PREPARACION DE REACTIVOS UTILIZADOS EN LA TECNICA
H2SO4 0.5 N
1.- Preparación
Se partió de ácido sulfúrico concentrado al 94 %W.
N=
Weq.1<.
Se considera obtener el ácido sulfúrico al 0.5 N, por lo tanto:
W=(N ) ¿
W=(0.5 ) (1 )(49)
W=24.525gr .
Considerando el 94 %W:
( x ) (0.94 )=24.525
x=24.5250.94
x=26.0904 gr ÁcidoSulfurico 94%W
Dado que se van a preparar 2 litros, por lo tanto se pesa el doble de ácido sulfúrico y se afora a 2 lt.
W=(26.0904 )(2)
W=52.1808gr Ácido Sulfurico94%W
2.- Valoración
Para gastar un volumen de 10 ml de la solución de ácido sulfúrico preparada anteriormente:
N=W Na2CO3
(ml gastados )(meqNa2CO3)
46
Por lo tanto para gastar ese volumen de ácido sulfúrico 0.5 N se va a pesar:
Donde:
meq Na2CO3= 0.053
W=(N ) (ml gastados )(meq Na2CO3)
W=(10 ) (0.5 ) (0.053 )=0.265 gr Na2CO3
Matraz 1
W Na2CO3= 0.266 gr.
V H2SO4 = 9.8 ml.
N1=0.266
(9.8)(0.053)
N1=0.5121
Matraz 2
W Na2CO3= 0.265 gr.
V H2SO4 = 9.8 ml.
N2=0.266
(9.8 )(0.053)
N2=0.5121
Matraz 2
W Na2CO3= 0.272 gr.
V H2SO4 = 10 ml.
N2=0.272
(10 )(0.053)
N2=0.5132
Por lo tanto la Normalidad media de la solución es:
N 1+N 2+N 3
3=0.5110+0.5147+0.5132
3=0.5126
47
N=0.5126
NaOH 0.25 N
1.- Preparación
Se parte de Hidróxido de Sodio en lentejas para preparar NaOH 0.25 N.
N=
Weq.V .
W=(N ) (V )(eq NaOH )
W=(0.25 ) (2 ) ¿
W=20gr NaOH
2.- Valoración
Para gastar un volumen de 10 ml de la solución de Hidróxido de Sodio preparada anteriormente:
N= W Biftalato Potasio(ml gastados )(meqBiftalato Potasio)
Donde:
meq Biftalato Potasio= 0.204228
W BiftalatoPotasio=(N ) (ml gastados )(meq Biftalato Potasio)
W=(10 ) (0.25 ) (0.204228 )=0.5105 gr Biftalato Potasio
Matraz 1
W Biftalato Potasio = 0.537 gr.
V NaOH = 10.85 ml.
N1=0.537
(10.85)(0.204228)
N1=0.2423
48
Matraz 2
W Biftalato Potasio = 0.527 gr.
V NaOH = 10.65 ml.
N2=0.527
(10.65)(0.204228)
N2=0.2422
Por lo tanto la Normalidad media de la solución es:
N 1+N 2
2=0.2423+0.2422
2=0.2422
N=0.2422
PRUEBAS CON BLANCOS DE KNO3
Se corrieron pruebas con nitrato de potasio KNO3, porque se conoce el contenido
teórico de N que es de un 13.84 %.
Prueba 1 KNO3
Tabla 4.- Reactivos en matraz Kjeldahl * Prueba (1) KNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOKNO3 1.003 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.002 gr. 1.003 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.001 gr. 5.000 gr.
49
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 5.- Reactivos en matraz Erlenmeyer * Prueba (1) KNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.4924 N 30 ml 30
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 6.- Reactivos en titulación * Prueba (1) KNO3
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2401 N 19.9 ml gastados. 56.2 ml gastados
Notas:
1. Pruebas marcadas con asterisco * fueron realizadas con reactivos ya existentes razón por la cual tienen una concentración diferente a los preparados y valorados.
2. El cambio de coloración del indicador Mixto es de rojo a verde azulado ofreciendo un vire más fácil y perceptible a diferencia del rojo de metilo.
%N=[ (30∗0.4924 )−(19.9∗0.2563)]−[ (30∗0.4924 )−(56.2∗0.2563)]∗0.014∗100
1.003
%N=[ 9.67163−0.36794 ]∗0.014∗100
1.003
%N=12.98
50
Prueba 2 KNO3
Tabla 7.- Reactivos en matraz Kjeldahl * Prueba (2) KNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOKNO3 1.000 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.003 gr. 1.001 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.003 gr. 5.000 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 8.- Reactivos en matraz Erlenmeyer * Prueba (2) KNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5128 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 9.- Reactivos en titulación * Prueba (2) KNO3
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2401 N 25.8 ml gastados. 21.2 ml gastados
Notas:
1. Pruebas marcadas con asterisco * fueron realizadas con reactivos ya existentes razón por la cual tienen una concentración diferente a los preparados y valorados.
2. El cambio de coloración del indicador Mixto es de rojo a verde azulado ofreciendo un vire más fácil y perceptible a diferencia del rojo de metilo.
51
%N=[ (30∗0.5128 )−(25.8∗.2401)]−[ (10∗0.5128 )−(21.2∗0.2401)]∗0.014∗100
1.000
%N=[ 9.18942−0.03788 ]∗0.014∗100
1.000
%N=12.82
ANÁLISIS ACIDEZ TOTAL A HNO3 AL 15 % W.
La técnica utilizada para efectuar este análisis viene dada en la norma mexicana:
“NMX-K-247- 1968” Determinación de Acidez total en Ácido Nítrico.
El método se basa en la titulación de una cantidad conocida de ácido nítrico con una
solución valorada de hidróxido de sodio, usando rojo de metilo como indicador. En la
valoración de ácidos fuertes debemos considerar dos cosas: cuando se está diluido y
cuando es concentrado. En el primer caso la determinación es directa, midiendo un
volumen y titulando con una base valorada, tratándose del segundo caso, no es
conveniente tomar la muestra midiendo un volumen de ácido, sino que se aconseja
pesar cierta cantidad.
Los cálculos se hacen teniendo en cuenta la normalidad y volumen de la base a usar,
así como del miliequivalente del ácido a determinar su concentración, deberá tenerse
en cuenta que el resultado se obtendrá en % peso.
%HN O3=(ml gastados NaOH ) (N NaOH )(0.063)
Wmuestra
Donde 0.063 es meq. Del ácido nítrico.
52
La muestra se obtiene como se indica en la Norma NMX-K-230 en vigor, se
homogeniza y se toman de 1 a 2 gramos para la determinación.
Prueba Acidez total a HNO3 al 15 % W.
Matraz 1
W muestra= 2.110 gr
V NaOH= 5.2 ml.
N NaOH= 0.9717
%HN O3=(5.2 ) (0.9717 )(0.063)
2.110
.%HN O3=15.08
Matraz 2
W muestra= 2.060 gr
V NaOH= 5.1 ml.
N NaOH= 0.9717
%HN O3=(5.1 ) (0.9717 )(0.063)
2.060
.%HN O3=15.11
Matraz 2
W muestra= 2.090 gr
V NaOH= 5.15 ml.
N NaOH= 0.9717
%HN O3=(5.15 ) (0.9717 )(0.063)
2.090
.%HN O3=15.08
Por lo tanto la Concentración promedio es:
53
.%HN O3=15.08+15.11+15.08
3
%HN O3=15.09
AJUSTE DEL H2SO4 PARA CONCENTRARLO DEL 7.6 %W AL 30 %W.
De la ecuación de Dilución
C1V1=C2V2
V 2=(7.6 )(200)
(30)
V 2=50.66ml H 2SO4
De aquí que se agregan 51 ml aproximadamente de ácido sulfúrico concentrado al
94 %W. y se llevan a 200 ml.
ANÁLISIS ACIDEZ TOTAL A H2SO4 AL 30 % W.
La técnica utilizada para efectuar este análisis viene dada en la norma mexicana:
“NMX-K-226 1979” Determinación de Acidez total en Ácido Sulfúrico.
El método se basa en la titulación de una cantidad conocida de ácido sulfúrico con
una solución valorada de hidróxido de sodio, usando rojo de metilo como indicador.
En la valoración de ácidos fuertes debemos considerar dos cosas: cuando se está
diluido y cuando es concentrado.
En el primer caso la determinación es directa, midiendo un volumen y titulando con
una base valorada, tratándose del segundo caso, no es conveniente tomar la
muestra midiendo un volumen de ácido, sino que se aconseja pesar cierta cantidad.
Se recomienda el uso de Bulbos de vidrio para determinar la masa del ácido, de
aproximadamente 4.0 ml de capacidad (2 cm de diámetro). También puede usarse el
tubo Dely o la pipeta de Lunge; en estos casos efectuar las disoluciones necesarias
para llevar a cabo la titulación. Los cálculos se hacen teniendo en cuenta la
normalidad y volumen de la base a usar, así como del miliequivalente del ácido a
54
determinar su concentración, deberá tenerse en cuenta que el resultado se obtendrá
en % peso.
De donde:
%H 2SO4=(ml gastados NaOH ) (N NaOH )(0.049)
W muestra
Donde 0.049 es el meq. del ácido nítrico.
La muestra se obtiene como se indica en la Norma NMX-K-230 en vigor, se
homogeniza y se toman de 1 a 2 gramos para la determinación.
Prueba Acidez total a H2SO4 al 30 % W.
Matraz 1
W muestra= 2.135 gr
V NaOH= 15.7 ml.
N NaOH= 0.9717
%H 2SO4=(15.7 ) (0.9717 )(0.049)
2.135
%H 2SO4=34.99
Matraz 2
W muestra= 2.206 gr
V NaOH= 15.75 ml.
N NaOH= 0.9717
%H 2SO4=(15.75 ) (0.9717 )(0.049)
2.206
%H 2SO4=33.99
Matraz 3
W muestra= 2.278 gr
V NaOH= 16.17 ml.
55
N NaOH= 0.9717
%H 2SO4=(16.17 ) (0.9717 )(0.049)
2.278
%H 2SO4=34.90
Por lo tanto la Concentración promedio es:
%H 2SO4=34.99+33.99+34.9
3
%H 2SO4=34.62
Especies acidas presentes en mezcla sulfonitrica (50 gr.) al 10% peso H2SO4 (5 gr) Y
90% peso HNO3 (45 gr.) que se planea analizar.
H2SO4
W H 2SO 4=(5 ) (0.3462 )=1.731 gr .
W H 2O=(5 ) (1−0.3462 )=3.269gr .
HNO3
W HNO3=(45 ) (0.15 )=6.75gr .
W H 2O=(5 ) (1−0.15 )=38.25gr .
Composiciones de las especies en la mezcla Sulfonitrica
%H 2SO4=1.731
50(100 )
%H 2SO4=3.462
%HN O3=6.7550
(100 )
%HN O3=13.5
56
%H 2O=(3.269+38.25)
50(100 )
%H 2O=83.038
Tabla 10.- Composición de las especies en la mezcla sulfonitrica a analizar.
ESPECIE COMPOSICION
H2SO4 3.462 % W
HNO3 13.5 % W
H2O 83.038 % W
PRUEBAS CON BLANCOS DE HNO3 AL 15 % W.
Se corrieron pruebas con ácido nítrico HNO3 al 15 %, porque se conoce el contenido
teórico de N que se encuentra a esa composición.
Prueba 3 HNO3
Tabla 11.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 3 HNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOHNO3 1.086 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.002 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.002 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 12.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 3 HNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
57
Tabla 13.- Reactivos en titulación Prueba 3 HNO3
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2422 N 53.5 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(53.5∗.2422)]−[ (10∗0.5126 )−(21.1∗0.2422)]∗0.014∗100
1.086
%N=[2.4203−0.01558 ]∗0.014∗100
1.086
%N=3.10
INTERPRETACION DE RESULTADOS
W HNO3=(1.086 ) (0.15 )=0.1629 gr .
Tabla 14.- Composición del HNO3 puro.
HNO3 (63 g/mol.)H 1.58 %
N 22.22 %
O 76.20 %
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.1629 gr de
HNO3.
W teórico de N=(0.1629 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.0361 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.086 gr de muestra.
W Real de N=(1.086 )(3.10100 )=0.0336 gr .
58
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.03366 gr−22.22 %
X−100 %
X=0.1515 grH NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 que se analizó
como blanco.
W H NO3=0.1515gr .
W H 2O=1.086−0.1515=0.9345 gr .
Conociendo ambas cantidades podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.15151.086
(100 )
%HN O3=13.95
%H 2O=0.93451.086
(100 )
%H 2O=86.05
Prueba 4 HNO3
Tabla 15.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 4 HNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOHNO3 1.082 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.003 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.002 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 16.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 4 HNO3.
59
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 17.- Reactivos en titulación Prueba 4 HNO3
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2422 N 53.55 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(53.55∗.2422)]−[ (10∗0.5126 )−(21.1∗0.2422)]∗0.014∗100
1.082
%N=[2.4082−0.0155 ]∗0.014∗100
1.082
%N=3.0959
INTERPRETACION DE RESULTADOS
W HNO3=(1.082 ) (0.15 )=0.1623 gr .
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.1623 gr de
HNO3.
W teórico de N=(0.1623 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.0360 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.082 gr de muestra.
W Real de N=(1.082 )( 3.0959100 )=0.0335 gr .
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.0335 gr−22.22 %
60
X−100 %
X=0.1507 grH NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 que se analizó
como blanco
W H NO3=0.1507gr .
W H 2O=1.082−0.1507=0.9313 gr .
Conociendo ambas cantidades podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.15071.082
(100 )
%HN O3=13.92
%H 2O=0.93131.082
(100 )
%H 2O=86.08
Prueba 5 HNO3
Tabla 18.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 5 HNO3.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOHNO3 1.082 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.006 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.001 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 19.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 5 HNO3.
61
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 20.- Reactivos en titulación Prueba 5 HNO3
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2422 N 53.5 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(53.5∗.2422)]−[ (10∗0.5126 )−(2 1.1∗0.2422) ]∗0.014∗100
1.082
%N=[2.4203−0.0155 ]∗0.014∗100
1.082
%N=3.1115
INTERPRETACION DE RESULTADOS
W HNO3=(1.082 ) (0.15 )=0.1623 gr .
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.1623 gr de
HNO3.
W teórico de N=(0.1623 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.0360 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.082 gr de muestra.
W Real de N=(1.082 )( 3.1115100 )=0.0336 gr .
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.0336 gr−22.22 %
X−100 %
62
X=0.1515 grH NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 que se analizó
como blanco
W H NO3=0.1515gr .
W H 2O=1.082−0.1515=0.9305 gr .
Conociendo ambas cantidades podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.15151.082
(100 )
%HN O3=14.00
%H 2O=0.93051.082
(100 )
%H 2O=86.00
PRUEBAS CON MEZCLA SULFONITRICA PREPARADA (VER TABLA 4).
Se corrieron pruebas con la mezcla sulfonitrica que se preparó con anterioridad y
cuya composición se muestra en la tabla 4.
Prueba 6 Mezcla Sulfonitrica.
Tabla 21.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 6 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOMezcla Sulfonitrica 1.098 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.002 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.007 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
63
Tabla 22.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 6 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 23.- Reactivos en titulación Prueba 6 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2422 N 54.55 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(54.55∗.2422)]−[ (10∗0.5126 )−(21.1∗0.2422)]∗0.014∗100
1.098
%N=[2.1660−0.0155 ]∗0.014∗100
1.098
%N=2.7419
INTERPRETACION DE RESULTADOS
Con la composición del HNO3 que se muestra en la tabla 4, obtenemos los gramos
de HNO3 presentes en la muestra de mezcla sulfonitrica que se analizó.
W HNO3=(1.098 ) (0.135 )=0.14823 gr .
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.14823 gr de
HNO3.
W teórico de N=(0.14823 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.03293 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.098 gr de muestra.
W Real de N=(1.098 )( 2.7419100 )=0.03010 gr .
64
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.03010 gr−22.22 %
X−100 %
X=0.1355 grH NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 presente en la
mezcla sulfonitrica que se analizó.
W H NO3=0.1355gr .
Conociendo la cantidad de HNO3 podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.13551.098
(100 )
%HN O3=12.34
Prueba 7 Mezcla Sulfonitrica.
Tabla 24.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 7 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOMezcla Sulfonitrica 1.102 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.003 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.001 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 25.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 7 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
65
Tabla 26.- Reactivos en titulación Prueba 7 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGONaOH 0.2422 N 54.5 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(54.5∗.2422)]−[ (10∗0.5126 )−(21.1∗0.2422)]∗0.014∗100
1.105
%N=[2.1781−0.0155 ]∗0.014∗100
1.102
%N=2.7474
INTERPRETACION DE RESULTADOS
Con la composición del HNO3 que se muestra en la tabla 4, obtenemos los gramos
de HNO3 presentes en la muestra de mezcla sulfonitrica que se analizó.
W HNO3=(1.102 ) (0.135 )=0.14877 gr .
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.14877 gr de
HNO3.
W teórico de N=(0.14877 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.03305 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.098 gr de muestra.
W Real de N=(1.102 )( 2.7474100 )=0.03027 gr .
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.03027 gr−22.22 %
X−100 %
66
X=0.1362gr H NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 presente en la
mezcla sulfonitrica que se analizó.
W H NO3=0.1362gr .
Conociendo la cantidad de HNO3 podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.13621.102
(100 )
%HN O3=12.36
Prueba 8 Mezcla Sulfonitrica.
Tabla 27.- Reactivos en matraz Kjeldahl Prueba 8 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOMezcla Sulfonitrica 1.103 gr. 0
FeSO4*7H2O 1.006 gr. 1.000 gr.
NaOH 50% W. 20 ml. 20 ml.
Perlas de vidrio 4 4
Zn granular 5.000 gr. 4.999 gr.
H2O 400 ml. 400 ml.
Tabla 28.- Reactivos en matraz Erlenmeyer Prueba 8 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGOH2SO4 0.5126 N 30 ml 10
Indicador Mixto 5 gotas 5 gotas
H20 Completar a 100 ml Completar a 100 ml
Tabla 29.- Reactivos en titulación Prueba 8 Mezcla Sulfonitrica.
REACTIVOS MUESTRA TESTIGO
67
NaOH 0.2422 N 54.4 ml gastados. 21.1 ml gastados
%N=[ (30∗0.5126 )−(54.4∗.2422) ]−[ (10∗0.5126 )−(21.1∗0.2422)]∗0.014∗100
1.105
%N=[2.20232−0.0155 ]∗0.014∗100
1.103
%N=2.7756
INTERPRETACION DE RESULTADOS
Con la composición del HNO3 que se muestra en la tabla 4, obtenemos los gramos
de HNO3 presentes en la muestra de mezcla sulfonitrica que se analizó.
W HNO3=(1.103 ) (0.135 )=0.148905 gr .
De acuerdo a la tabla 8 podemos obtener la cantidad de N presente en 0.148905 gr
de HNO3.
W teórico de N=(0.148905 ) (0.2222 )
W teórico de N=0.03308 gr .
Conforme al % N obtenido por la técnica de análisis podemos obtener los gramos
reales de N presentes en los 1.098 gr de muestra.
W Real de N=(1.102 )( 2.7756100 )=0.03061 gr .
De acuerdo a este resultado, se analizó de muestra, la siguiente cantidad:
0.03061 gr−22.22 %
X−100 %
X=0.1377 grH NO3
Con esa cantidad de HNO3 analizada podemos caracterizar el HNO3 presente en la
mezcla sulfonitrica que se analizó.
68
W H NO3=0.1377gr .
Conociendo la cantidad de HNO3 podemos determinar su composición en peso.
%HN O3=0.13771.102
(100 )
%HN O3=12.49
ALCANCES Y LIMITACIONES
ALCANCES
Desarrollar la investigación para adecuar una técnica de análisis que nos permita
caracterizar una mezcla sulfonitrica que se presentara luego de un proceso
regenerativo del ácido nítrico. La metodología debe ser rápida y sencilla para poder
cuantificar las especies de ácidos de la mezcla. La combinación de una o dos
metodologías no debe ser impedimento ni producir interferencias para los resultados
que éstas nos arrojen. Estas metodologías deben ser simples, de manera que se
puedan llevar a cabo en el laboratorio de control de calidad y con el equipo o material
que se encuentra en existencia en el mismo.
Se pretende realizar las pruebas necesarias para obtener resultados hasta que éstos
sean lo más cercano posible a los valores teóricos esperados, minimizando así los
errores que pudiesen existir en el transcurso y desarrollo de las técnicas, así como
modificar los puntos que sean necesarios para adecuar la técnica a la empresa.
LIMITACIONES
Entre los factores que más limitaron la finalización de este proyecto de investigación
fueron los siguientes: primeramente el tiempo, dado la complejidad del proyecto en sí
y la cantidad de proyectos que se presentaron en mi estadía en la empresa fue
también una limitante en cuanto al tiempo dado que tenía que apoyar también en
esos proyectos, debido a que mis compañeros practicantes solo podían asistir por las
tardes para apoyar a la resolución de esos proyectos.
69
El objetivo principal de este proyecto es caracterizar las especies que están
presentes en una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico. Pero por cuestiones de
tiempo solo pude llegar a encontrar la metodología que nos permite caracterizar el
ácido nítrico presente en la mezcla a partir del nitrógeno nítrico presente en el
mismo. La caracterización correspondiente al ácido sulfúrico la tendrá que continuar
la persona que me suplirá aquí en esta empresa.
RESULTADOS OBTENIDOS
PRUEBAS CON BLANCOS DE KNO3
De los blancos de Nitrato de potasio que se analizaron inicialmente para cuantificar el
% N, se obtuvieron los siguientes resultados:
Tabla 30.- Resultados obtenidos con blancos de KNO3
% NReal % NTeorico % Desviación
Prueba 1 12.98 13.84 6.21
Prueba 2 12.82 13.84 7.36
PRUEBAS CON BLANCOS DE HNO3 al 15 % W.
De los blancos de ácido nítrico al 15 % W que se utilizó para la mezcla sulfonitrica
se analizó para cuantificar el % N, obteniéndose los siguientes resultados:
Tabla 31.- Resultados obtenidos con blancos de HNO3 al 15 % W.
% NReal % W Teórico
HNO3
% W Real
HNO3
% Desviación
Prueba 3 3.10 15 13.95 7
Prueba 4 3.0959 15 13.92 7.2
Prueba 5 3.1115 15 14 6.66
PRUEBAS CON MEZCLA SULFONITRICA (3.462 % H2SO4, 13.5 % HNO3).
De los blancos de ácido nítrico al 15 % W que se utilizó para la mezcla sulfonitrica
se analizó para cuantificar el % N, obteniéndose los siguientes resultados:
70
Tabla 32.- Resultados obtenidos con mezcla sulfonitrica.
% NReal % W Teórico
HNO3
% W Real
HNO3
% Desviación
Prueba 6 2.7419 13.5 12.34 8.5
Prueba 7 2.7474 13.5 12.36 8.25
Prueba 8 2.7756 13.5 12.49 7.48
CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES
Después de las pruebas que se realizaron para cuantificar el % N, tanto para los
blancos que se analizaron inicialmente de nitrato de potasio, como para el ácido
nítrico al 15 % que se utilizó para la preparación de la mezcla sulfonitrica. Así como
también para la mezcla sulfonitrica en sí, y en base a los resultados que todas estas
pruebas nos arrojaron, podemos concluir que la metodología analítica empleada para
cuantificar el nitrógeno y en base a éste caracterizar al ácido nítrico es buena,
aunque haya presentado porcentajes de desviación por encima del 5 %.
Algunas de los factores que pudiesen haber propiciado esta desviación pienso que
se debe a que se tomo y pesó solo 1 ml de muestra por lo que esa cantidad es
mínima, la cual se tuvo que trasvasar al matraz Kjeldahl dado que no se puede pesar
directamente sobre el mismo. En este caso como en los cálculos se trata de
cantidades muy pequeñas, la pérdida de una sola gota que se haya quedado
adherida a la pared del matraz o al tubo de precipitados donde se haya pesado es
muy significativo para el resultado que se obtendrá en la caracterización del ácido
nítrico.
Una recomendación es que se realicen pruebas con cantidades ligeramente mayores
a la ya probada en este proyecto, es decir unos 2 o 3 ml de muestra. O en su
defecto probar la cantidad de 1 ml pero que se tome la muestra como lo indica la
norma mexicana “NMX-K-226-1979“es decir mediante un bulbo de vidrio, tubo Dely
o la pipeta Lunge.
71
Por todo lo hasta ahora expuesto se puede afirmar que el caracterizar el ácido nítrico
a partir de la determinación del nitrógeno nítrico presente es una buena metodología
la cual una vez bien ensayada y con las correspondientes mejoras que sean
necesarias, se pueden obtener mejores resultados.
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS Y ELECTRONICAS.
LIBROS
Fernando Orozco, Análisis Químico Cuantitativo; Editorial Porrua, México 1987; pp.
181-182 ,183, 190,193
Skoog, Douglas A. West, Donald M. Holler, F. James Crouch, Stanley R.
“Fundamentos de química analítica” 8. ed. México: Thomson, 2005; pp. 150-152,
167-168.
CONSULTAS EN INTERNET
Nitrógeno y elementos del grupo 15 – Ácido Nítrico, Textos Científicos.
Fecha publicación: Marzo, 29/08/2006 - 14:50 horas.
http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/nitrogeno/acido-nitrico
Ácido Sulfúrico, Textos Científicos, Fecha publicación: Domingo, 19/06/2005 - 00:00
horas. http://www.textoscientificos.com/sulfurico
Nitrógeno total Kjeldahl, Escuela Internacional de Ingeniería del agua de Andalucía.
Fecha publicación: Septiembre 11/ 2009.
http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno_total_Kjeldahl
METODOS
NMX-AA-074-1981 “DETERMINACION DEL ION SULFATO"
72
Fernando Orozco, Análisis Químico Cuantitativo; Editorial Porrua, México 1987; pp.
106.
NMX-K-247-1968 “DETERMINACION DE ACIDEZ TOTAL EN ÁCIDO NÍTRICO”
NMX-K-226-1968 “DETERMINACION DE ACIDEZ TOTAL EN ÁCIDO SULFURICO”
NMX-Y-038-1985 “FERTILIZANTES – NITROGENO NITRICO - METODO DEL ZINC
- SULFATO FERROSO”
ANEXOS
73
PRODUCTOS PARA USO AGROPECUARIO - FERTILIZANTES - NITROGENO
NITRICO - METODO DEL ZINC - SULFATO FERROSO
1 OBJETIVO
Esta norma establece un método de destilación para la determinación de nitrógeno
en fertilizantes.
2 CAMPO DE APLICACIÓN
El método descrito en la presente norma es aplicable a fertilizantes que contengan
Nitrógeno nítrico. No es aplicable a fertilizantes que contengan materia orgánica,
Cianamida de calcio o urea. (Ver nota 11.1).
3 REFERENCIAS
Esta Norma se complementa con las siguientes Normas Mexicanas vigentes:
NOM-Y-035 Método de muestreo para fertilizantes líquidos, en polvos y en gránulos.
NOM-Y-045 FERTILIZANTES.- Determinación de nitrógeno amoniacal - Método de
destilación.
4 PRINCIPIO
El método se basa en la transformación del nitrógeno nítrico en amoníaco, el cual es
74
Destilado en medio alcalino, absorbiéndolo en una disolución valorada de ácido
Sulfúrico y titulando el exceso de ácido con disolución valorada de hidróxido de
sodio.
5 REACCIONES
Las reacciones que se llevan a cabo son:
a) En el tratamiento con álcali:
NH4+ + NaOH --------> NH3 + H2O + Na+
b) En absorción:
2 NH3 + H2SO4 ------> (NH4)2SO4
c) En la titulación:
H2SO4 + 2NaOH -----> Na2SO4 + 2H2O
6 REACTIVOS Y MATERIAL
Los reactivos que a continuación se mencionan, deben ser grado analítico, a menos
que se indique otra cosa. Cuando se hable de agua, debe entenderse agua destilada
o desmineralizada.
6.1 Zinc metálico en polvo, (Zn)
6.2 Sulfato ferroso, (FeSO4 * 7H2O)
6.3 Disolución de hidróxido de sodio (NaOH), 40% W
6.4 Disolución valorada de ácido sulfúrico (H2SO4), 0.5 N.
6.5 Disolución de hidróxido de sodio (NaOH), 0.25N
6.6 Disolución indicadora de rojo de metilo
Pesar 1.25 g de rojo de metilo, transferir a un matraz volumétrico de 1000 cm³,
disolver y llevar a la marca con alcohol etílico al 95%. Guardar en frasco oscuro.
6.7 Granalla de zinc o perlas de vidrio
6.8 Parafina o tributilcitrato
6.9 Papel filtro Whatman No. 5 o similar.
75
7 APARATOS
Aparatos usuales de laboratorio y:
7.1 Balanza analítica capaz de pesar 0.0001 g
7.2 Aparato de destilación que comprende: (ver figura 1)
7.2.1 Matraz Kjeldahl de 800 cm³ de capacidad
7.2.2 Bulbo Kjeldahl o cualquier otra trampa efectiva para evitar el arrastre de
hidróxido de sodio durante la destilación.
7.2.3 Refrigerante recto o condensador
7.2.4 Trampa de vidrio que evite la succión de la disolución del matraz colector
7.2.5 Matraz Erlenmeyer de boca ancha, de 500 cm³ de capacidad, para colectar el
destilado.
7.2.6 Elemento de calentamiento para el matraz Kjeldahl.
8 MUESTREO Y TOMA DE MUESTRAS
Tomar las porciones de análisis de la muestra obtenida de acuerdo a la NOM-Y-035.
9 PROCEDIMIENTO
9.1 Porción de análisis
Pesar al 0.0001 g, aproximadamente 5 g de la muestra de análisis.
9.2 Prueba testigo
Correr al mismo tiempo y usando el mismo procedimiento descrito en 9.3, una
prueba testigo con la misma cantidad de los reactivos usados para la determinación,
utilizando 1 g de sacarosa en lugar de la muestra.
9.3 Determinación
9.3.1 Transferir la porción de análisis a un vaso de precipitados de 250 cm³, agregar
100 cm³ de agua, agitar hasta disolver, filtrar a través de papel filtro (6.9), recibiendo
el filtrado en un matraz volumétrico de 500 cm³, lavar con tres porciones de 10 cm³
76
de agua, dejando que pase el agua de cada lavado antes de agregar la siguiente
porción. Llevar a la marca con agua y homogeneizar.
9.3.2 Transferir una alícuota de 50 cm³, al matraz Kjeldahl (7.2.1), agregar 400 cm³
de agua, 5 g de zinc (6.1), 2 g de sulfato ferroso (6.2), 3 cm³ de tributilcitrato ó
parafina (6.8) (ver 11.3), granalla de zinc (6.7) (ver 11.4) y homogeneizar (ver 11.2).
9.3.3 Por separado, agregar 30 cm³ de disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4) en
el matraz Erlenmeyer (7.2.5) y 5 gotas de disolución indicadora (6.6). Completar con
agua a un volumen total de aproximadamente 100 cm³. Colocar el matraz
Erlenmeyer en el aparato de destilación (7.2). Cuidando que el tubo de descarga
quede sumergido 1.5 cm en el líquido.
9.3.4 Posteriormente, agregar 40 cm³ de la disolución de hidróxido de sodio (6.3);
dejándola resbalar lentamente por la pared del matraz Kjeldahl para formar dos
capas de líquido. (Ver 11.5), conectar rápidamente el matraz al aparato de
destilación y agitar el contenido del matraz Kjeldahl.
9.3.5 Calentar suavemente, aumentando gradualmente el calentamiento hasta
obtener una velocidad de destilación adecuada. Suspender la destilación cuando se
hayan colectado aproximadamente 250 cm³ de destilado. Retirar el matraz
Erlenmeyer (7.2.5), lavando la trampa de vidrio (7.2.4) con agua, recibiendo el agua
de lavado en el matraz colector. (Ver 11.6).
9.3.6 Titular la disolución obtenida, con disolución valorada de hidróxido de sodio
(6.5), hasta el vire de color rojo a amarillo.
10 EXPRESION DE RESULTADOS
10.1 Método de cálculo y fórmula
El contenido de nitrógeno nítrico en la muestra, como porcentaje en masa de
nitrógeno (N), se calcula con la siguiente expresión: (ver 11.1).
77
% N = (V1N1 –V2N2) – (V3N1 – V4N2) x 0.014 x V5 x 100 m*V6
En donde:
V1 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4)
empleado en la determinación.
N1 Es la normalidad de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4).
V2 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5)
empleado en la determinación.
N2 Es la normalidad de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5).
V3 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de ácido sulfúrico (6.4)
empleado en la prueba testigo.
V4 Es el volumen, en cm³, de la disolución valorada de hidróxido de sodio (6.5),
empleado en la prueba testigo.
0.014 Es el miliequivalente del nitrógeno.
V5 Es el volumen, en cm³, de la dilución de la porción de análisis.
V6 Es el volumen, en cm³, de la alícuota de la porción de análisis empleada en la
determinación.
m Es la masa, en gramos, de la porción de análisis
78
Fig. 11.- Aparato de Destilación Kjeldahl.
11 NOTAS AL PROCEDIMIENTO
11.1 En caso de que la muestra contenga nitrógeno amoniacal, éste destila al mismo
tiempo que el que proviene de la reducción del nitrógeno nítrico; haciéndose
79
necesaria la determinación del nitrógeno amoniacal (3.2) por separado. El nitrógeno
nítrico se calcula por diferencia.
11.2 Para garantizar un análisis sin problemas de contaminación, se recomienda
efectuar el lavado del equipo, destilando agua y sifonear el destilado, apagando la
parrilla.
11.3 Es conveniente agregar una poca de parafina y otro agente anti-espumante
eficiente, libre de nitrógeno.
11.4 La granalla de zinc, es para controlar la ebullición de la mezcla.
11.5 La adición de hidróxido de sodio deberá hacerse con precaución, la reacción es
violenta. Se recomienda enfriar la disolución de hidróxido (6.3) antes de adicionarla al
matraz Kjeldahl.
11.6 Antes de apagar el elemento de calentamiento, es necesario quitar el matraz
colector de destilado.
12 INFORME DE RESULTADOS
El informe correspondiente a los resultados obtenidos para una muestra de
laboratorio debe incluir las siguientes indicaciones:
a) Datos relacionados con la muestra, como:
- Identificación y/o descripción
- Datos sobre la toma de la misma
- Fecha de recepción de la misma
- Fecha de terminación del análisis
b) Referencia al método empleado
c) Resultados y métodos de expresión usados
d) Aspectos irregulares observados durante la determinación
e) Indicar cualquier modificación hecha al presente método, así como la causa de la
misma.
13 BIBLIOGRAFIA
13.1 Horwitz, W. Editor, Official Methods of Analysis of the Association of Analytical
Chemists. 11th Edition. Association of Analytical Chemists. Washington 1970. 18.
80
13.2 Welcher, J.F. Standard Methods of Chemical Analysis. 6th. Ed. D. Van Nostrand
co. Inc. Volume II B Princeton New Yersey 1963. 1487.
13.3 Fertilizer Sampling and Analytical Methods 3th. Edition the Fertilizer Institute.
Washington. 1974. 99-100.
13.4 Morales, G.S. Informe 5101200/83/40.- Revisión de métodos de nitrógeno
nítrico en fertilizantes. Departamento de Control Químico. Fertimex.1983.
81
MATERIALES RIESGOSOS PARA LA SALUD: SIMLUACION DE FUGA DE AMONIACO.
Antecedentes generales
El tema a tratar inicia con el interés que desde tiempos ancestrales ha constituido la
transformación de la materia en productos que presentan propiedades diferentes a
los de la materia que los generó. La alquimia, como se conoció la disciplina de la
Ciencia Química Actual.
La palabra alquimia se asume que tuvo su origen en Grecia, proveniente de ak-kimia
palabra usada en el griego tardío para señalar la operación de transmutar los
metales. Los antiguos alquimistas buscaban la transmutación de cualquier metal en
Oro y sus esfuerzos eran apoyados por reyes y poderosos, quienes los dotaban de
espacios, privilegios y recursos.
La palabra amoníaco, significa que procede del país de Ammon y fue preparado por
primera vez por los sacerdotes de Ammon en Egipto en el siglo IV, A.C. Ammon fue
el dios Ra de los egipcios adorado en Tebas y en el desierto de Libia. El amoníaco
es un gas incoloro de olor picante, soluble en agua, compuesto de los elementos
hidrógeno y nitrógeno, que se produce en forma natural en la descomposición de
materias orgánicas y es posible su preparación en laboratorio y la industria.
Actualmente el amoníaco es utilizado principalmente como materia prima para la
fabricación de fertilizantes y en procesos de refrigeración.
Su nombre comercial y químico es amoníaco anhidro, y el sinónimo es trihiduro de
hidrógeno, su número CAS, es 7664-41-7 y su clave en la ONU, es 1005. Los
números CAS y claves de la ONU, representan esfuerzos internacionales de
identificación de materiales, sustancias y compuestos. Se considera al amoníaco
anhidro como material riesgoso, siendo su grado de riesgo: NFPA 704, y en nivel de
afectación a la salud es considerable (3).
El amoníaco anhidro se maneja como un gas licuado comprimido, con color acre.
82
Riesgos para la salud, en función de concentraciones del gas amoníaco en el
ambiente.-
Las concentraciones del gas amoníaco en el ambiente, pueden ser de origen natural,
y por fugas de amoníaco. Los daños pueden ser: en los ojos y en la piel, desde
irritación hasta graves quemaduras; por inhalación desde irritación de las membranas
mucosas de la nariz, garganta y pulmones, hasta un edema pulmonar. La muerte se
presenta al producirse espasmos o inflamación de la laringe, causados por altas
concentraciones inhaladas. El límite máximo permisible de concentración es de 25
mg/m3 a la cual pueden estar expuestos los trabajadores por 8 horas y el nivel de
concentración peligrosos para la vida y salud es de 350 mg/m3.
IMPORTANCIA EN ACTIVIDADES INDUSTRIALES DE MÉXICO DEL AMONÍACO:
Solo existen cinco empresas nacionales productoras de fertilizantes: Soluciones
Químicas para el Campo, Fertimex, Agrogen, Univex y Mexichem Fluor, que recurren
a importaciones de amoníaco, pues PEMEX no tiene capacidad suficiente para
satisfacer la demanda.
Simulación de fugas de amoníaco.
Escenarios evaluados.- La simulación de eventos, utiliza métodos numéricos,
propiedades físicas y químicas, así como datos climatológicos del lugar donde se
desea conocer los valores de concentración de un material en la atmosfera. Para la
realización de la simulación en este caso se utilizo el programa computacional Alhoa,
este programa proporciona graficas para determinar los Kg/min de la fuga y
concentraciones de interés, en distancia, condiciones en general de la fuga. Las
condiciones atmosféricas son consideras de acuerdo a la ubicación geográfica.
DATOS GENERALES: Se consideran 10 kgs, y la fuga es a nivel piso.
DATOS DEL SITIO: Lugar: Torreón Coah. México, intercambio de aire por hora: 2
Fecha: 21 de septiembre del 2008
83
DATOS QUÍMICOS: Nombre químico: Amoníaco,
Peso Molecular: 17.03 gr/mol
Escenario1 (ERPG-1): 25 ppm.
Escenario2 (ERPG-2): 150 ppm
Escenario3 (ERPG-3): 750 ppm
Nivel de concentración peligrosa para la vida y salud (IDLH): 300 ppm.
Punto de Ebullición: -36.10 ºC
Presión de vapor, a temperatura ambiente: Mayor que 1 atmosfera.
DATOS ATMOSFERICOS:
Velocidad del viento : 4 mts/seg.
Tipo de Superficie: Urbano
Temperatura del aire : 25 ºC
Humedad Relativa : 50 % sin inversión térmica.
RESULTADOS DE FUGA DE AMONIACO:
Fuente Directa: 10 kilogramos, A nivel suelo.
Duración: 1 minuto, Velocidad: 167grs/seg.
Escenario de Simulación: Modelo de corrida: Gaussiano
Zona de alto riesgo, Roja: 48 mts. --- (750 ppm = ERPG-3) No se grafica
Zona de riesgo, Naranja: 108 mts. --- (150 ppm = ERPG-2)
Zona de riesgo, Amarilla: 268 mts. --- (25 ppm = ERPG-1)
Grafica de área tóxica de nube de vapor.
84
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