aspectos basicos de la elaboracion de acido sulfurico
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ASPECTOS BASICOS DE LA ELABORACION DE ACIDO
SULFURICO Características del Acido Sulfúrico Fabricación de Acido Sulfúrico Generación de Anhídrido Sulfuroso Conversión de SO2 a SO3 Absorción del Anhídrido Sulfúrico Utilización del Acido Sulfúrico en la Industria Plantas de Acido: Un Concepto Ecológico Volver a Indice General
Características del Acido SulfúricoEl ácido sulfúrico es un líquido viscoso, de densidad 1,83 g/ml, transparente e incoloro cuando se encuentra en estado puro, y de color marrón cuando contiene impurezas. Es un ácido fuerte que, cuando se calienta por encima de 30ºC desprende vapores y por encima de 200ºC emite trióxido de azufre. En frío reacciona con todos los metales y en caliente su reactividad se intensifica. Tiene gran afinidad por el agua y es por esta razón que extrae el agua de las materias orgánicas, carbonizándolas.
Por la acción corrosiva sobre los metales, el ácido sulfúrico genera hidrógeno molecular, gas altamente inflamable y explosivo.
Propiedades:
Nombre químico Acido Sulfúrico
Fórmula H2SO4
Estado Físico Líquido
Color Claro, de incoloro a turbio
Punto de inflamación No tiene
CorrosiónAltamente corrosivo a casi todos los
metales con desprendimiento de hidrógeno.
Reactividad
Además de atacar a muchos metales, es un agente fuertemente oxidante y puede
causar inflamación en contacto con materiales orgánicos y productos como
nitratos y cloratos.
Reacciona Exotérmicamente con el agua.
Temperatura de ebullición
160 a 332ºC dependiendo de su concentración.
Higroscopocidad Sí.
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Fabricación de Acido Sulfúrico La fabricación de ácido sulfúrico involucra tres pasos básicos:
o Generación de anhídrido sulfuroso (SO2).o Conversión de SO2 a anhídrido sulfúrico (SO3).(SO2).o Absorción del anhídrido sulfúrico (SO3) en una solución
de agua para formar el ácido sulfúrico (H2SO4).
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Generación de Anhídrido SulfurosoEn las fundiciones esto se logra durante los procesos de fusión de minerales sulfurados.
La reacción general que describe este proceso se representa de la siguiente forma :
S + O ---> SO2
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Conversión de SO2 a SO3En esta etapa el SO2 reacciona con oxígeno en presencia de una sustancia que cataliza la reacción en condiciones apropiadas de temperatura. Este proceso esta descrito por la siguiente reacción:
SO2 + 1/2 O2 ---> SO3
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Absorción del Anhídrido SulfúricoEn esta etapa el SO3 producido es puesto en contacto con una solución acuosa de ácido sulfúrico, de este modo el SO3 es absorbido por el agua aumentando la concentración de ácido. La siguiente ecuación describe la reacción química:
SO3 + H2O ---> H2SO4
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Utilización del Acido Sulfúrico en la Industria
En variados procesos industriales, es utilizado como agente tratante; es el caso específico de la minería en que es empleado como agente lixiviador, para extraer en forma selectiva algunos elementos como Cu, Ni, Fe. En la industria de la refinación electroquímica del Cu es utilizado como electrólito conductor en las celdas.
Otros procesos industriales lo incluyen en la refinación de petróleo y la manufactura de químicos orgánicos.
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Plantas de Acido: Un Concepto Ecológico
En el proceso de fundición de minerales sulfurados de cobre, se produce una gran cantidad de dióxido de azufre (SO2), compuesto altamente contaminante que se emite a la atmósfera.
Mediante la planta de ácido es posible retirar de los gases este compuesto tóxico , y convertirlo en ácido sulfúrico, utilizando una serie de procesos físicos y químicos.
Además el proceso de producción de ácido elimina de los gases algunas impurezas que son contaminantes atmosféricos, como el arsénico, mercurio, selenio y otros metales; lo que permite descartar gases por la chimenea sin SO2 y limpio de estas impurezas contaminantes.
La figura, muestra el flowshit general del tratamiento de gases en una fundición:
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Ácido sulfúrico
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Ácido sulfúrico
Nombre (IUPAC) sistemático
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
General
Otros nombres Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
Aceite de vitriolo
Licor de vitriolo
Espíritu de vitriolo
Fórmula estructural
Fórmula molecular H2SO4
Identificadores
Número CAS 7664-93-91
Número RTECS WS5600000
ChEBI 26836
ChemSpider 1086
PubChem 1118
Propiedades físicas
Estado de agregación Líquido
Apariencia Líquido aceitoso incoloro
Densidad 1800 kg/m 3 ; 1.8 g/cm 3
Masa molar 98,08 g/mol
Punto de fusión 283 K (10 °C)
Punto de ebullición 610 K (337 °C)
Propiedades químicas
Acidez −3; 1.99 pKa
Solubilidad en agua Miscible
Termoquímica
ΔfH0líquido -814 kJ/mol
Peligrosidad
NFPA 704
0
3
2
COR
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula
es H2S O 4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como
uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se
emplea en la obtención defertilizantes. También se usa para la síntesis de
otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.
Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno
en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una
mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo,
porque se producía a partir de este mineral.
La molécula presenta una estructura piramidal, con el átomo de azufre en el centro y los
cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los
átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución, estos
hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera
disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el
anión sulfato.
Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de
calor.
Índice
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1 Historia
2 Formación del ácido
o 2.1 Proceso de cámaras de plomo
o 2.2 Proceso de contacto
3 Aplicaciones
4 Índice de estabilidad económica nacional
5 Precauciones
6 Véase también
7 Referencias
8 Enlaces externos
Historia[editar]
El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo VIII y el alquimista Jabir ibn
Hayyan. Fue estudiado después, en el siglo IX por el alquimista Ibn Zakariya al-Razi, quien
obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de sulfato de
hierro (II) (FeSO4) con agua y sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calentados, estos compuestos se
descomponen en óxido de hierro (II) y óxido de cobre (II), respectivamente, dando agua
y óxido de azufre (VI), que combinado produce una disolución diluida de ácido sulfúrico. Este
método se hizo popular en Europa a través de la traducción de los tratados y libros de árabes
y persas por alquimistas europeos del siglo XIII como el alemán Albertus Magnus.
Los alquimistas de la Europa medieval conocían al ácido sulfúrico como aceite de vitriolo, licor
de vitriolo, o simplemente vitriolo, entre otros nombres. La palabra vitriolo deriva del latín
“vitreus”, que significa cristal y se refiere a la apariencia de las sales de sulfato, que también
reciben el nombre de vitriolo. Las sales denominadas así incluyen el sulfato de cobre (II) (o
‘vitriolo azul’ o ‘vitriolo romano’), sulfato de zinc (o ‘vitriolo blanco’), sulfato de hierro (II) (o
‘vitriolo verde’), sulfato de hierro (III) (o ‘vitriolo de Marte’), y sulfato de cobalto (II) (o ‘vitriolo
rojo’).
El vitriolo era considerado la sustancia química más importante, y se intentó utilizar como
piedra filosofal. Altamente purificado, el vitriolo se utilizaba como medio para hacer reaccionar
sustancias en él.
En el siglo XVII, el químico alemán-holandés Johann Glauber consiguió ácido sulfúrico
quemando azufre con nitrato de potasio (KNO3), en presencia de vapor. A medida que el
nitrato de potasio se descomponía, el azufre se oxidaba en SO3, que combinado con agua
producía el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico londinense utilizó este
método para empezar a producir ácido sulfúrico en grandes cantidades.
En 1746 en Birmingham, John Roebuck empezó a producirlo de esta forma en cámaras de
plomo, que eran más fuertes y resistentes y más baratas que las de cristal que se habían
utilizado antes. Este proceso de cámara de plomo, permitió la efectiva industrialización de la
producción de ácido sulfúrico, que con pequeñas mejoras mantuvo este método de producción
durante al menos dos siglos.
El ácido obtenido de esta forma, tenía una concentración de tan solo 35-40%. Mejoras
posteriores, llevadas a cabo por el francés Joseph-Louis Gay-Lussac y el británico John
Glover consiguieron aumentar esta cifra hasta el 78%. Sin embargo, la manufactura de
algunos tintes y otros productos químicos que requerían en sus procesos una concentración
mayor lo consiguieron en el siglo XVIII con la destilación en seco de minerales con una técnica
similar a la de los alquimistas precursores. Quemando pirita (disulfuro de hierro) con sulfato de
hierro a 480 °C conseguía ácido sulfúrico de cualquier concentración, pero este proceso era
tremendamente caro y no era rentable para la producción industrial o a gran escala.
En 1831, el vendedor de vinagre Peregrine Phillips patentó un proceso de conseguir óxido de
azufre (VI) y ácido sulfúrico concentrado mucho más económico, ahora conocido como el
proceso de contacto. Actualmente, la mayor parte del suministro de ácido sulfúrico se obtiene
por este método.
Formación del ácido[editar]
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 óxido de azufre (IV) es obtenido mediante la incineración de azufre, tostando
piritas (Disulfuro de hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la combustión
de sulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso. Históricamente existió otro método anterior a estos,
pero hoy en desuso, el proceso del vitriolo.2
Proceso de cámaras de plomo[editar]
En el proceso de cámaras de plomo el 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 nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno(NO2) disueltos en él), y mezclado con
óxido de nitrógeno (NO) y óxido de nitrógeno (IV) (NO2) gaseosos. Parte de óxido de azufre
(IV) es oxidado a óxido de azufre (VI) (SO3) y disuelto en el baño ácido para formar el ácido de
torre o ácido de Glover (aproximadamente 78% de H2SO4).
De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI),
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,
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.
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[editar]
Artículo principal: 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.
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 O2, 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 (V2O5),
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%3 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 500 y 600 °C.
Esta 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 100 °C
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, influyen 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.
Aplicaciones[editar]
La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los
fertilizantes. El nitrosulfato amónico es un abono nitrogenado
simple obtenido químicamente de la reacción del ácido
nítrico y sulfúrico con amoniaco.4
Otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación
del petróleo, producción de pigmentos, tratamiento del acero,
extracción de metales no ferrosos, manufactura de
explosivos, detergentes, plásticos y fibras.
En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia
prima indirecta y pocas veces aparece en el producto final.
En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte
del ácido sulfúrico se utiliza en la producción del ácido
fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales
fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono
y diamonio. Cantidades más pequeñas se utilizan para
producir superfosfatos y sulfato de amonio. Alrededor del
60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la
manufactura de fertilizantes.
Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se
utilizan como medio de reacción en procesos químicos
orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como
nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la
industria petroquímica se utiliza para la refinación, alquilación
y purificación de destilados de crudo.
En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza
en la producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido
clorhídrico y ácido fluorhídrico.
En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para
el tratamiento del acero, cobre, uranio y vanadio y en la
preparación de baños electrolíticos para la purificación y
plateado de metales no ferrosos.
Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel
requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles,
fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.
En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más
importante es el sulfuro que se incorpora a través de la
sulfonación orgánica, particularmente en la producción de
detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico
son las baterías, aunque la cantidad que contienen es muy
pequeña.
En Colombia su uso y comercialización están bajo vigilancia
del Ministerio de Justicia y del Derecho al ser utilizado como
precursor químico en la fabricación de cocaína.
Índice de estabilidad económica nacional[editar]
Es de aceptación universal que la salud económica de una
nación puede ser determinada mediante su capacidad de
producción y consumo neto de ácido sulfúrico. No es de
sorprendernos que una de las razones primordiales de los
impactos económicos de la globalización responde al
aumento sin precedente de consumo per cápita de los países
de lejano y medio oriente. El crecimiento explosivo del
consumismo por parte de la nueva China y sus países
colindantes ha demandado el consumo de la producción
mundial de ácido sulfúrico. Como consecuencia de la gran
demanda sobre los recursos disponibles de ácido, ha
resultado un aumento sin precedentes en los precios.
Al inicio del año 2007, el precio promedio de ácido sulfúrico
era de US$ 80 por tonelada métrica. En junio de 2008, el
índice promedio había experimentado un aumento histórico
de US$400 en países de Centroamérica y Sudamérica y
$600 por tonelada en Norteamérica.
Como consecuencia de la dramática alza en el costo del
ácido, nuevos proyectos han dado origen a considerar su
producción mediante la extracción de fuentes minerales,
reciclaje y mejoras a la refinería de petróleo crudo con alto
contenido de azufre. El alza en el costo del ácido ha sido el
responsable del alza en el costo de todo producto de
consumo después del aumento a consecuencia del alza en el
precio de energía.
Precauciones[editar]
La preparación de una disolución de ácido puede resultar
peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el
ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para
aprovechar la alta capacidad calorífica del agua y la mayor
temperatura de ebullición del ácido. El ácido se puede
calentar a más de 100ºC lo cual provocaría la rápida
ebullición de la gota. En caso de añadir agua al ácido
concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.5 6
Véase también[editar]
Propiedades físicas
Grados de ácido sulfúrico
Aunque se puede hacer casi el 99% de ácido sulfúrico, la consiguiente pérdida de SO3 en el
punto de ebullición trae la concentración de ácido 98,3%. El grado de 98% es más estable en
el almacenamiento, y es la forma habitual de lo que se describe como "ácido sulfúrico
concentrado." Otras concentraciones se utilizan para diferentes propósitos. Algunas
concentraciones habituales son:
"Ácido Cámara" y "ácido torre" eran las dos concentraciones de ácido sulfúrico producidos por
el proceso de cámaras de plomo, ácido cámara de ser el ácido producido en la cámara de
plomo y ácido en sí torre siendo el ácido recuperado de la parte inferior de la torre de Glover.
Ahora están obsoletos como concentraciones comerciales de ácido sulfúrico, a pesar de que
se pueden preparar en el laboratorio a partir de ácido sulfúrico concentrado, si es necesario.
En particular, el ácido sulfúrico "10M" se prepara añadiendo lentamente ácido sulfúrico al 98%
a un volumen igual de agua, con buena agitación: la temperatura de la mezcla puede elevarse
a 80 C o más altas.
El ácido sulfúrico reacciona con el anhídrido, SO3, para formar H2S2O7, llamado ácido
pirosulfúrico, ácido sulfúrico fumante, ácido disulfúrico o oleum o, menos comúnmente, 4 ácido
Nordhausen. Las concentraciones de ácido sulfúrico fumante o bien se expresan en términos
de% de SO3 o como% de H2SO4; concentraciones comunes son 40% ácido sulfúrico fumante
y 65% ácido sulfúrico fumante. Pure H2S2O7 es un sólido con un punto de fusión 36 C.
Ácido sulfúrico puro tiene una presión de vapor de <0,001 torr a 25 º C y 1 torr a 145,8 C, y
ácido sulfúrico al 98% tiene una presión de vapor 1 mmHg.
Ácido sulfúrico puro es un líquido transparente viscoso, como el petróleo, lo que explica el
nombre antiguo del ácido.
Ácido sulfúrico comercial se vende en varios grados de pureza diferentes. H2SO4 grado
técnico es impura y, a menudo de color, pero es adecuado para la fabricación de fertilizantes.
Grados puros tales como la Farmacopea de Estados Unidos de grado se utilizan para la
fabricación de productos farmacéuticos y colorantes. Grados analíticos también están
disponibles.
Hay nueve hidratos conocidos, pero se confirmaron tres de ellos son tetrahidratado,
hemihexahydrate y octahidrato.
La polaridad y la conductividad
H2SO4 anhidro es un líquido muy polares, que tiene una constante dieléctrica de alrededor de
100. Tiene una alta conductividad eléctrica, causada por la disociación a través de protonación
de sí misma, un proceso conocido como autoprotólisis.
2 H2SO4 H3SO 4 HSO-4
La constante de equilibrio es la autoprotólisis
Kap == 2,710 a 4.
La constante de agua comparable equilibrio, Kw es 10-14, en un factor de 1.010 menores.
A pesar de la viscosidad del ácido, las conductividades eficaces de la H3SO 4 y HSO-4 iones
son altos debido a un mecanismo de protones interruptor intra-molecular, por lo que el ácido
sulfúrico es un buen conductor de la electricidad. También es un excelente disolvente para
muchas reacciones.
El equilibrio es en realidad más compleja de lo que se muestra arriba; 100% de H2SO4
contiene las siguientes especies en el equilibrio:
HSO-4, H 3SO 4, H3O , HS 2O-7, H2S2O7, H2O.
Propiedades químicas
La reacción con el agua y la propiedad deshidratante
Debido a que la reacción de hidratación de ácido sulfúrico es altamente exotérmica, la dilución
siempre debe llevar a cabo añadiendo el ácido al agua antes que el agua al ácido. Debido a
que la reacción está en un equilibrio que favorece la rápida protonación de agua, la adición de
ácido al agua se asegura de que el ácido es el reactivo limitante. Esta reacción se concibe
mejor como la formación de iones hidronio:
H2SO4 H2O? H3O HSO4-K1 = 2.4106 HSO-4 H2O? H3O SO2-4 K2 = 1,010 a 2
HSO-4 es el anión bisulfato y SO2-4 es el anión sulfato. K1 y K2 son las constantes de
disociación del ácido.
Debido a que la hidratación de ácido sulfúrico es termodinámicamente favorable y la afinidad
de la misma para el agua es suficientemente fuerte, el ácido sulfúrico es un agente
deshidratante excelente. Ácido sulfúrico concentrado tiene una muy potente propiedad de
deshidratación, eliminación de agua de otros compuestos, incluyendo azúcar y otros hidratos
de carbono y la producción de carbono, calor, vapor de agua, y un ácido más diluida que
contiene mayores cantidades de iones hidronio y bisulfato.
En el laboratorio, esto a menudo se demostró mediante la mezcla de azúcar de mesa en ácido
sulfúrico. Los cambios de azúcar del blanco al marrón oscuro y luego a negro cuando se
forma carbono. Una columna rígida de negro, carbono poroso va a surgir como así. El carbono
tendrá un olor fuerte a caramelo debido al calor generado.
C12H22O11 ácido sulfúrico? 12 11 mezcla de ácido/agua H2O sulfúrico C
Del mismo modo, la mezcla de almidón en ácido sulfúrico concentrado dará carbono
elemental y agua como absorbida por el ácido sulfúrico. El efecto de esto se puede ver
cuando el ácido sulfúrico concentrado se derrama en el papel que se compone de celulosa, la
celulosa reacciona para dar un aspecto quemado, el carbono aparece mucho como el hollín lo
haría en un incendio. Aunque menos dramática, la acción del ácido sobre el algodón, incluso
en forma diluida, destruirá el tejido.
n ácido sulfúrico? 6n C 5n H2O
La reacción con sulfato de cobre también puede demostrar la propiedad deshidratación de
ácido sulfúrico. El cristal azul se transforma en un polvo blanco que se extrae el agua.
CuSO45H2O ácido sulfúrico? CuSO4 5 H2O
Propiedades ácido-base
Como un ácido, el ácido sulfúrico reacciona con la mayoría de las bases para dar el sulfato
correspondiente. Por ejemplo, el azul de cobre sulfato de cobre sal, utilizado comúnmente
para la galvanoplastia y como un fungicida, se prepara mediante la reacción de óxido de cobre
con ácido sulfúrico:
CuO H2SO4? CuSO4 H2O
El ácido sulfúrico también se puede utilizar para desplazar ácidos más débiles de sus sales.
La reacción con acetato de sodio, por ejemplo, desplaza ácido acético, CH3COOH, y formas
bisulfato de sodio:
H2SO4 CH3COONa? NaHSO4 CH3COOH
Del mismo modo, la reacción de ácido sulfúrico con nitrato de potasio se puede utilizar para
producir ácido nítrico y un precipitado de bisulfato de potasio. Cuando se combina con ácido
nítrico, ácido sulfúrico actúa tanto como un ácido y un agente deshidratante, formando el ion
nitronio NO 2, lo cual es importante en las reacciones de nitración que implican la sustitución
aromática electrofílica. Este tipo de reacción, donde se produce la protonación de un átomo de
oxígeno, es importante en muchas reacciones de química orgánica, tales como esterificación
de Fischer y la deshidratación de alcoholes.
Cuando se deja reaccionar con superácidos, ácido sulfúrico puede actuar como una base y
ser protonado, formando el ion . Sal de haber sido preparado con la siguiente reacción en HF
líquido:
2SO2 3 HF SbF5? - 2 3SiF
La reacción anterior se termodinámicamente favorecido debido a la alta entalpía de enlace del
enlace Si-F en el lado del producto. Protonación utilizando simplemente HF/SbF5, sin
embargo, se han reunido con el fracaso, como ácido sulfúrico puro sufre auto-ionización para
dar iones , lo que impide la conversión de H2SO4 al por el sistema HF/SbF5:
2 H2SO4 -
Reacciones con metales y fuertes propiedades oxidantes
Ácido sulfúrico diluido reacciona con los metales a través de una sola reacción de
desplazamiento como con otros ácidos típicos, produciendo gas de hidrógeno y sales. Ataca
metales reactivos tales como hierro, aluminio, zinc, manganeso, magnesio y níquel.
Fe H2SO4? H2 FeSO4
Sin embargo, el ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante fuerte y no reacciona con
los metales en la misma forma que otros ácidos típicos. El dióxido de azufre, agua y iones
SO42-se desarrollaron en lugar del hidrógeno y sales.
2 H2SO4 2 e-? SO2 2 H2O SO42-
Se puede oxidar metales no-activos, tales como el estaño y el cobre, dependiendo de la
temperatura de la misma como el ácido nítrico.
Cu 2 H2SO4? SO2 2 H2O SO42- Cu2
El plomo y tungsteno, sin embargo, son resistentes al ácido sulfúrico.
Reacciones con los elementos no metálicos
Ácido sulfúrico concentrado caliente oxida los elementos no metálicos, tales como carbono y
azufre.
C 2 H2SO4? CO2 2 SO2 2 H2O S 2 H2SO4? 3 SO2 2 H2O
La reacción con cloruro de sodio
Se reacciona con cloruro de sodio, y da gas de cloruro de hidrógeno y bisulfato de sodio:
NaCl H2SO4? NaHSO4 HCl
Sustitución aromática electrofílica
El benceno se somete a sustitución aromática electrofílica con ácido sulfúrico para dar los
ácidos sulfónicos correspondientes:
Aparición
Ácido sulfúrico puro no se encuentra naturalmente en la Tierra en forma anhidra, debido a su
gran afinidad por el agua. Ácido sulfúrico diluido es un constituyente de la lluvia ácida, que se
forma por la oxidación atmosférica de dióxido de azufre en la presencia de agua - es decir, la
oxidación de ácido sulfuroso. El dióxido de azufre es el principal subproducto que se produce
cuando se queman combustibles que contienen azufre tales como carbón o petróleo.
El ácido sulfúrico se forma naturalmente por la oxidación de minerales de sulfuro, tales como
sulfuro de hierro. El agua resultante puede ser muy ácido y se llama drenaje ácido de minas o
el drenaje ácido de roca. Esta agua ácida es capaz de disolver los metales presentes en los
minerales de sulfuro, lo que resulta en, arroyos tóxicos de colores brillantes. La oxidación de la
pirita por oxígeno molecular produce hierro, o Fe2 :
2 FeS2 7 O2 2 H2O? 2 Fe2 4 SO2-4 4 H
El Fe2 se oxida a Fe3 :
4 Fe2 O2 4 H ? 4 Fe3 2 H2O
El Fe3 producido se puede precipitar como el hidróxido u óxido hidratado:
Fe3 3 H2O? Fe3 3 H
El ión de hierro también puede oxidar la pirita:
FeS2 14 Fe3 8 H2O? 15 Fe2 2 SO2-4 16 H
Cuando se produce la oxidación de la pirita de hierro, el proceso puede ser rápido. valores de
pH por debajo de cero se han medido en ARD producido por este proceso.
ARD también puede producir ácido sulfúrico a una velocidad más lenta, de modo que la
capacidad neutralizante de ácido de la acuífero puede neutralizar el ácido producido. En tales
casos, la concentración total de sólidos disueltos del agua se puede incrementar a partir de la
disolución de los minerales de la reacción ácido-neutralización con los minerales.
El ácido sulfúrico se utiliza como una defensa por ciertas especies marinas, por ejemplo, el
alga phaeophyte Desmarestia munda concentra ácido sulfúrico en las vacuolas celulares.
Ácido sulfúrico Extraterrestre
Venus
El ácido sulfúrico se produce en la atmósfera superior de Venus por la acción fotoquímica del
sol sobre el dióxido de carbono, dióxido de azufre y vapor de agua. Fotones ultravioleta de
longitud de onda inferior a 169 nm pueden photodissociate dióxido de carbono en monóxido
de carbono y el oxígeno atómico. El oxígeno atómico es altamente reactivo. Cuando reacciona
con dióxido de azufre, un componente traza de la atmósfera de Venus, el resultado es trióxido
de azufre, que puede combinar con vapor de agua, otro componente traza de la atmósfera de
Venus, para producir ácido sulfúrico. En las partes altas y frías de la atmósfera de Venus,
existe el ácido sulfúrico como líquido y gruesas nubes de ácido sulfúrico ocultan
completamente la superficie del planeta cuando se ve desde arriba. La capa principal de
nubes se extiende 45 a 70 km por encima de la superficie del planeta, con brumas delgadas
que se extienden tan bajo como 30 km y hasta el 90 km sobre la superficie. Las nubes de
Venus permanentes producen una lluvia ácida concentrada, ya que las nubes en la atmósfera
de la Tierra producen el agua de lluvia.
La atmósfera exhibe un ciclo de ácido sulfúrico. Como las gotas de lluvia de ácido sulfúrico
caen a través de las capas más calientes del gradiente de temperatura de la atmósfera, se
calientan y liberan vapor de agua, cada vez más concentrado. Cuando llegan a temperaturas
por encima de 300 C, ácido sulfúrico comienza a descomponerse en agua y trióxido de azufre,
tanto en la fase de gas. El trióxido de azufre es altamente reactivo y se disocia en dióxido de
azufre y oxígeno atómico, que se oxida trazas de monóxido de carbono para formar dióxido de
carbono. El dióxido de azufre y vapor de agua, aumento de las corrientes de convección de
las capas atmosféricas de nivel medio a altitudes más altas, donde se transforman de nuevo
en ácido sulfúrico, y el ciclo se repite.
Europa
Los espectros de infrarrojo de la misión Galileo de la NASA muestran absorciones distintos en
la luna de Júpiter Europa que se han atribuido a una o más hidratos de ácido sulfúrico. El
ácido sulfúrico en solución con agua causa la depresión del punto de congelación significativa
del punto de fusión del agua, por debajo de 210 K, lo que haría más probable la existencia de
soluciones líquidas debajo interpretación crust.The helada de Europa de los espectros es algo
controvertido. Algunos científicos planetarios prefieren asignar las características espectrales
para el ion sulfato, tal vez como parte de uno o más minerales sobre la superficie de Europa.
Fabricar
Artículo principal: Proceso de contacto y el proceso de ácido sulfúrico Wet
El ácido sulfúrico se produce a partir de azufre, oxígeno y agua mediante el proceso de
contacto convencional o el proceso de ácido sulfúrico húmedo.
Proceso de Contacto
En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre.
S O2? SO2
Este se oxida entonces a trióxido de azufre con oxígeno en presencia de un catalizador de
óxido de vanadio. Esta reacción es reversible y la formación del trióxido de azufre es
exotérmica.
2 SO2 O2 2 SO3
El trióxido de azufre se absorbe en 97-98% de H2SO4 para formar ácido sulfúrico fumante,
también conocido como ácido sulfúrico fumante. El ácido sulfúrico fumante se diluye a
continuación con agua para formar ácido sulfúrico concentrado.
H2SO4 SO3? H2S2O7 H2S2O7 H2O? 2 H2SO4
Tenga en cuenta que la disolución de SO3 directamente en el agua no es práctico debido a la
naturaleza altamente exotérmica de la reacción entre el trióxido de azufre y agua. La reacción
forma un aerosol corrosivo que es muy difícil de separar, en vez de un líquido.
SO3 H2O? H2SO4
Proceso de ácido sulfúrico Wet
En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre:
S O2? SO2
o, alternativamente, gas de sulfuro de hidrógeno se incinera a gas SO2:
2 H2S 3 O2? 2 H2O 2 SO2
Este se oxida entonces a trióxido de azufre con oxígeno con óxido de vanadio como
catalizador.
2 SO2 O2? 2 SO3
El trióxido de azufre es hidratado en ácido sulfúrico H2SO4:
SO3 H2O? H2SO4
El último paso es la condensación del ácido sulfúrico a líquido 97-98% de H2SO4:
H2SO4? H2SO4
Otros métodos
Otro método es el método de metabisulfito menos conocido, en el que se coloca metabisulfito
en la parte inferior de un vaso de precipitados, y se añadió ácido clorhídrico 12,6
concentración molar. El gas resultante se burbujea a través del ácido nítrico, que liberará
vapores marrón/rojo. La finalización de la reacción se indica por el cese de los humos. Este
método no produce una niebla inseparable, que es muy conveniente.
El ácido sulfúrico se puede producir en el laboratorio por la quema de azufre en el aire y la
disolución del gas producido en una solución de peróxido de hidrógeno.
SO2 H2O2? H2SO4
PROPIEDADES DEL ÁCIDO SULFÚRICO
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. Este pierde trióxido de
azufre en el calentamiento hasta que, aproximadamente a los 338 C, resulta un
ácido de 98.3 por ciento.
Fórmula: H2SO4
Peso molecular: 98.08
Sp. gr.: 1.834 18 C /4
Punto de Fusión: 10.49 C
Punto de Ebullición: se descompone a 340 ºC
Es soluble in todas las proporciones en agua, produciendo una gran cantidad de
calor. Una libra de ácido sulfúrico al 100 por ciento diluido a 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 Pto. 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 oleum. Cuando estas soluciones (ácido sulfúrico-
óxido sulfúrico) es mezclado con agua, el oxido se combina con agua, formando
mas ácido sulfúrico.
Grados. Los dos últimos grados son incoloros y prácticamente libres de impurezas
metálicas y otras. La siguiente tabla muestra varios grados que son
comercializados para satisfacer los requerimientos de las industrias.
Nombre Porcentaje H2SO4 Densidad Específica a 15.6 C
Ácido de bateríaÁcido 50 Be
33.5 1.250
Ácido de fertilizanteÁcido 60 Be
62.2 1.526
Ácido de torreÁcido 66 Be
77.67 1.706
Aceite de vitrioloÁcido concentrado
93.19 1.835
Ácido 95% 95 1.841
Ácido 98% 98 1.844
H2SO4 Monohidrato 100 1.835
Oleum o fumante 20%Ácido 104.5%
104.5-20% SO3 Libre 1.927
Oleum o fumante 40%Ácido 109%
109.0-40% SO3 Libre 1.965
Oleum 65% 114.6-65% SO3 Libre 1.990
Contenedores y Regulaciones.
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 Be).
Agua oxigenada, es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso ocurrennaturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente a oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puedecausar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 -9 %) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanqueartelas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustiblespara cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas como en la investigación se utiliza paramedir la actividad de algunas enzimas como la catalasa.
El uso del agua oxigenada como desinfectante casero se debe a que, al contacto con sangre, suciedad, etc. de la heridas, se descompone ydesprende oxígeno nativo .
http://www.buenastareas.com/ensayos/Valoraci%C3%B3n-De-Per%C3%B3xido-De-Hidr%C3%B3geno-Agua/30908201.html
INTRODUCCIÓN
El peróxido de hidrógeno (H2O2), es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
También conocido como agua oxigenada, es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso ocurren naturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente a oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 - 9 %) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas como en la investigación se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas como la catalasa.
El uso del agua oxigenada como desinfectante casero se debe a que, al contacto con sangre, suciedad, etc. de la heridas, se descompone y desprende oxígeno nativo según la siguiente reacción:
H2O2 (ac.) H2O (liq.) + 1/2 O2 (gas)↑ + Q descomposición (1)
El oxígeno desprendido es el que desinfecta. En este caso el peróxido de hidrógeno actúa como oxidante. Además hay desprendimiento de cierta cantidad de calor, circunstancia que nos permitirá diseñar el proyecto
experimental sobre calorimetría, esto es: saber calor como una forma de la energía está presente en la reacción descomposición, lo cual resulta de particular importancia, a nivel didáctico e industrial.
Una forma de expresar la concentración de las disoluciones de peróxido es en volúmenes, lo que significa: el número de volúmenes de O2 , medido en condiciones normales, que pueden formarse al descomponerse el H2O2 contenido en un volumen de la disolución.
Así, una muestra de agua oxigenada con una concentración de un 3 % de H2O2 se dice que es de 10 volúmenes, ya que, un volumen de agua oxigenada de esa concentración produce, aproximadamente, un volumen de O2diez veces mayor al de la disolución.
Por ejemplo:
Si tenemos un litro de agua oxigenada de la concentración indicada. En ese litro habrá, aproximadamente, 30 g de H2O2 , en realidad, algo más. Al descomponerse según la ecuación (1), tendremos:
H2O2 (ac.) H2O (liq.) + 1/2 O2 (gas)↑
1 mol de peróxido (34.0 g.) un mol de agua + 1/2 mol de oxígeno (11.2 litros a "T" y "P" estándar)
En consecuencia, un litro de solución al 3 % (con 30 g. de peróxido), producirá:
30.0 g. de H2O2 ×11 . 2 litros de O 2
34.0 g. de H2O2= 9.88 litros de O2
Con los cálculos anteriores se puede fácilmente entender que al descomponerse 1.0 litro de peróxido al 3 % se producen 9.88 litros de oxígeno, es decir 10 veces el volumen de la solución
Aunque el peróxido de hidrógeno sea oxidante, según acaba de indicarse, al reaccionar con un oxidante más enérgico que él, como el KMnO4, se comporta como reductor, de acuerdo con la siguiente reacción:
Oxidación del reductor: H2O2 − 2e− O2 + 2 H+ (2)
Reducción del oxidante: MnO4− + 5e− + 8 H+ Mn++ + 4 H2O (3)
Reacción iónica global: 2 MnO4− + 5 H2O2 + 6 H+ 2 Mn++ + 5 O2 + 8 H2O (4)
De acuerdo con la ecuación química (2), el equivalente gramo del peróxido de hidrógeno en esta reacción es igual a la mitad de un mol. (Recuérdese que el equivalente gramo de un oxidante, o de un reductor, es igual al mol de la sustancia dividido entre el número de electrones que intercambia en la reacción redox.) En consecuencia, la concentración de un agua oxigenada de 10 volúmenes es, aproximadamente:
30 g de H 2O2
17 .0 g. /eq. g. de H2O2= 1.75 N
OBJETIVO
El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento es que el alumno determine experimentalmente la normalidad de una disolución de agua oxigenada, (disolución de peróxido de hidrógeno, H2O2 que se preparó para determinar la entalpía de descomposición del mismo en medio acuoso) , con una disolución de permanganato de potasio, KMnO4, de normalidad aproximada a 0,1 N. así como el porcentaje de error del valor experimental.
Para ello se introducirá al alumno en el manejo e interpretación de los conceptos propios de la permanganimetría y la forma de cuantificarlas. Empleando para este fin soluciones de peróxido de hidrógeno y permanganato de potasio preparadas por ellos mismos y llevando a cabo las reacciones que le permitan al estudiante determinar las normalidades de las mismas.
JUSTIFICACIÓN
Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en química en la parte correspondiente a permanganimetría, para servir como un antecedente en la fisicoquímica, en lo referente a termoquímica. A la obtención de series de valores reales obtenidos experimentalmente para su aplicación en las ecuaciones del calor. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de utilizar las gráficas obtenidas y determinar dicho fenómeno real empleado para tal fin.
PROYECTO EXPERIMENTAL
Determinación de la normalidad del peróxido de hidrógeno en solución acuosa a partir de la reacción:
5 H2O2 (ac) + 2 MnO4− + 6 H+ 2 Mn++ + 5 O2 + 8 H2O
en presencia de KMnO4 como patrón secundario.
El diseño de experimento que debes realizar, considera, al menos, los siguientes puntos (ver también la sección "Cómo elaborar un Proyecto de Investigación", del portal):
Realice una introducción acerca de los tópicos: gravimetría, valoración y permanganimetría. Haga una breve exposición acerca de qué va a medir y como lo hará. Infórmese de los detalles del arreglo experimental, explique la función de cada una de sus partes y
presente un esquema a color y detallado del armado de éste. Presente un listado del material que se requiere en la sesión experimental.
Analice las ecuaciones químicas que le permitirán desarrollar el análisis de datos. Calcule la preparación de las soluciones requeridas y explique como las preparará durante la sesión
experimental. Analice y discuta las ecuaciones para calcular las normalidades
DISEÑO EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
Vidrios de reloj Peróxido de hidrógeno H2O2
Buretas Permanganato de potasio KMnO4
Soporte universal Oxalato de sodio Na2C2O4
Pinzas para buretas Agua H2OVasos de precipitados Ácido sulfúrico H2SO4
TermómetrosMatraces erlenmeyerPlaca de agitación y calentamientoPipetas graduadasPipeta volumétrica
Fibra de vidrio
Embudos de tallo corto
Anillo de fierro
METODOLOGÍA:
- Preparar una solución de peróxiddo de hidrógeno (H2O2) 0.2 N.
- El material debe estar limpio y seco.
- Preparar una solución de permanganato de potasio (KMnO4) 0.1N. ESTA SOLUCIÓN DEBE SER PREPARADA AL MOMENTO DE HACER LA DETERMINACIÓN.
- Titular cinco alícuotas de permanganato de potasio (KMnO4) con oxalato de sodio (Na2C2O4) para determinar la concentración exacta.
- Titular cinco alícuotas de peróxido de hidrógeno (H2O2) con permanganato de potasio (KMnO4) agregando dos o tres mililitros de ácido sulfúrico, teniendo el cuidado de aforar la bureta cuidadosamente. Luego abre la llave de la bureta y deja gotear su contenido, sobre el contenido del matraz erlenmeyer, hasta llegar al punto de equivalencia, que es aquel en el que todo el líquido toma un color rosa muy pálido permanente.
- Anotar cuidadosamente el volumen de (KMnO4) consumido para lograr el punto de equivalencia repitiendo la valoración para las cinco alícuotas.
- Dispón los datos en una tablas similar a la siguiente y calcula la normalidad de las cinco alícuotas de peróxido de hidrógeno (H2O2) con el permanganato de potasio (KMnO4) .
Determinación Volumen de H2O2 medido Volumen gastado de KMnO4 0.1 N
1ª 30 cm3 ...
2ª 30 cm3 ...
3ª 30 cm3 ...
... 30 cm3 ...
Normalidad promedio del H2O2 para la reacción propuesta:
Comente con su profesor acerca del las medidas de seguridad que deberá observar durante el experimento.
Varios son los factores que afectan la estabilidad y concentración de las soluciones ... las siguientes:
1.- Las soluciones de peróxido de hidrógeno son altamente inestables.
REFERENCIAS
“El ΔHf de formación del peróxido de hidrógeno (H2O2) liquido resulta de -44.88 Kcal. / mol” (10)
Bibliografía básica:
1. Palmer, W. G. "Química Física Experimental". EUDEBA, Buenos Aires, 19662. Burmistrova, O.A., "Prácticas de Química Física", Editorial MIR, Moscú3. R. Chang, "Química", McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.4. T. L. Brown, H. E. Le Way y B. E. Bursten. "Química La ciencia central", 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.5. Zarco, R. E. "Seguridad en laboratorios", Ed. Trillas, México, 1990, pp. 146.6. "The Merck Index", 8a. Stecher, P.G., Merck Co., Inc., Rahway, N.J., USA., 1968.7. J.W. Dawson, "Manual de Laboratorio de Química", Ed. Interamericana, México, 1980.8. George Hess, "Química General Experimental", Edit. CECSA, España, 1982.9. P. W. Atkins. "Química Moléculas, materia, cambio", Edit. Omega. Barcelona, 1998, pp. 91010. Langes Handbook, Pág. 9-25, Tabla 9 - 1.
Bibliografía :
1. Fogler, H. S., Elements of Chemical Reaction Engineering , Prentice-Hall International Editions, 1992.
2. Jesús Blanco-Ricardo Linarte , Catálisis. Fundamentos y aplicaciones industriales. Ed. Trillas 1976.