quimica11 compuestos inorgánicos de import an cia industrtial

Compuestos inorgánicos de importancia industrial

11.- COMPUESTOS INORGÁNICOS DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL.

11.1.- El Hidrógeno: un elemento único. ................................................ 27411.1.1.- Obtención del hidrógeno. ..................................................................... 274

11.2.- El Nitrógeno. Propiedades. .......................................................... 275

11.3.- El amoníaco. Propiedades, síntesis y reacciones. ......................... 27511.3.1.- Obtención industrial. ............................................................................ 27611.3.2.- Aplicaciones más importantes. .............................................................. 277

11.4.- El ácido nítrico. ............................................................................ 27811.4.1.- Compuestos oxigenados del nitrógeno. ................................................. 27811.4.2.- Obtención del ácido nítrico. .................................................................. 27811.4.3.- Propiedades del ácido nítrico. ............................................................... 27911.4.4.- Aplicaciones del ácido nítrico. ............................................................. 280

11.5.- El Oxígeno y sus propiedades. .................................................... 28111.5.1.- Propiedades periódicas de los óxidos..................................................... 281

11.6.- El azufre y sus propiedades. ....................................................... 283

11.7.- El ácido sulfúrico. ........................................................................ 28411.7.1.- Óxidos del azufre. ................................................................................. 28411.7.2.- Obtención del ácido sulfúrico. ............................................................ 28411.7.3.- Propiedades del ácido sulfúrico............................................................. 28511.7.4.- Aplicación del ácido sulfúrico............................................................... 287

11.8.- Problemas y cuestiones. ............................................................... 287

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11.1.- El hidrógeno: Un elemento único.

El hidrógeno como elemento es poco abundante, sin embargo, en combinación con otros forma compuestos naturales muy abundantes (agua, hidrocarburos,...), y algunos de síntesis muy importantes (amoniaco, ácido sulfúrico, polímeros,...).

El átomo de hidrógeno es un átomo muy singular, (sólo tiene un protón y un electrón 1s). Es una mezcla de tres isótopos:

Nombre Símbolo nº de neutrones abundanciaProtio H1 o H 0 99'98 %

Deuterio H2 o D 1 0’016 %Tritio H3 o T 2 10-7 % (inestable)

La molécula de Hidrógeno, (enlace covalente puro), adquiere una configuración electrónica de Helio. El enlace H - H es muy estable y para romperlo hace falta una gran energía:

H2 2 H Hd = 432 KJ/mol

y las propiedades físicas de la molécula de Hidrógeno son las que cabría esperar de esta estructura molecular:

Propiedad ValorPunto de fusión

Punto de ebulliciónEnergía de ionizaciónEnergía de disociación

Radio covalenteLongitud de enlace

- 259'2ºC- 252'7ºC

313 Kcal/mol103 Kcal/mol

0'37 A0'74 A

Salvo el Helio, el Hidrógeno es el gas más difícil de licuar, (punto de ebullición menor), porque sus moléculas no son polares y tiene el menor número posible de electrones. Puede formar enlaces covalentes, iónicos y por puente de Hidrógeno.

11.1.1.- Obtención de Hidrógeno.

a) A escala industrial: El hidrógeno es un compuesto muy necesario en la industria para obtener amoniaco, para las reacciones de hidrogenación, etc. Actualmente se obtienen grandes cantidades de hidrógeno a partir de la nafta (constituida esencialmente por hidrocarburos de 5 a 7 átomos de carbono), del gas natural (metano en un 90%) y de la descomposición electrolítica del agua (añadiendo una pequeña cantidad de ácido sulfúrico para hacerla más conductora de la electricidad).

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b) A escala de laboratorio: Los metales alcalinos reaccionan violentamente con el agua en frío formándose el hidróxido correspondiente y desprendiéndose Hidrógeno:

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

el proceso más cómodo es la reducción de un ácido mediante un metal de carácter débilmente reductor (Fe, Zn, Al). Por ejemplo:

HCl (ac) + Zn (s) ZnCl2 + H2 (g)H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

11.2.- Nitrógeno. Propiedades.

El Nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Existe en estado natural como molécula diatómica (N2) cuya estructura es:

N N

existen tres enlaces covalentes lo que explica su baja reactividad:

N2 2 N (g) Hd = 946 KJ/mol

por esta razón es una molécula muy estable. También es muy abundante en la naturaleza (el 78% del aire).

El Nitrógeno natural contiene dos isótopos, el 14 y el 15 en proporción 272:1.

Industrialmente sólo es importante su reacción con el Hidrógeno para dar amoníaco.

11.3.- El amoniaco. Propiedades, síntesis y aplicaciones.

El amoniaco (NH3) es un compuesto gaseoso de olor característico y muy soluble en agua.

En su molécula hay tres enlaces covalentes N-H y un par no enlazante en el átomo de nitrógeno. Al ser el nitrógeno más electronegativo que el hidrógeno, atrae más hacia él los electrones del enlace y se queda con cierta carga negativa - , mientras que el hidrógeno con una fracción de carga positiva + . Al poseer el nitrógeno cuatro pares de electrones externos, su distribución será tetraédrica, mientras que su geometría espacial es de pirámide trigonal. El ángulo de enlace H-N-H es de 107'5°.

La molécula de amoniaco es polar debido a la falta de simetría de la molécula, siendo su momento dipolar de 1'5 D.

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El amoniaco se autoioniza igual que el agua según la reacción de equilibrio:

aunque esta autoionización es menor que la del agua (Kw = 10-14) a temperatura ambiente.

11.3.1.- Obtención industrial del amoniaco.

Industrialmente se obtiene por el método de Haber, modificado por Claude que consiste en la reacción:

Vamos a estudiar con detalle esta reacción de equilibrio: según el principio de Le Chatelier, si la reacción es exotérmica al aumentar la Temperatura, disminuye el rendimiento. Por otra parte, a temperatura ambiente la velocidad de reacción es muy lenta por lo que se llegará muy tarde al equilibrio, aunque cuando se alcance, el rendimiento será mayor. El aumento de Presión aumenta también el rendimiento ya que en el segundo miembro de la ecuación química hay un número de moles de gas inferior al del primer miembro. Ver en la gráfica siguiente la variación del rendimiento en función de la temperatura y la presión. El rendimiento aumenta con la presión y disminuye rápidamente con la temperatura:

según se puede observar en la gráfica:

- a P = 100 atm y T= 600 ºC (reacción rápida), el Rendimiento es del 5%.- a P = 100 atm y T= 200ºC (reacción lenta), el Rendimiento es del 77%.

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es necesario encontrar una situación en la que se consiga un buen rendimiento con una reacción rápida de los productos. El francés George Claude comprobó que a una presión de

1000 atm y 500 ºC de temperatura el proceso es bastante rápido y el rendimiento es del orden del 40%, ya rentable industrialmente. El catalizador utilizado, sobre cuya superficie se verifica la reacción, es hierro con un bajo contenido en óxidos metálicos. Su misión consiste en absorber a los reactivos gaseosos, debilitarles los enlaces y ponerlos en contacto para la formación de otros nuevos. En la figura de la izquierda tenemos un esquema del aparato utilizado para la producción de amoníaco según el método de Haber.

El hidrógeno y el nitrógeno utilizados deben ser muy puros para evitar el envenenamiento del catalizador. Después de pasar por éste, los gases se enfrían, y el amoniaco se separa licuándolo a presión o por absorción con agua. Los gases residuales (hidrógeno y nitrógeno que no han reaccionado) vuelven a la cámara de reacción para volver a ser utilizados.

11.3.2.- Aplicaciones más importantes del amoniaco.

El amoniaco es una de las sustancias químicas más importantes de entre las que se producen industrialmente.

El 90% del producido se utiliza como fertilizante agrícola; bien directamente o a través de la producción de abonos de dos tipos fundamentalmente:

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- Sulfato de amonio : Procede de la neutralización del ácido sulfúrico con el amoniaco. Su uso es recomendable para terrenos alcalinos (ya que la disolución de este abono produce pH ácidos) y con escaso contenido en azufre.

- Nitrato de amonio : Procede de la neutralización del ácido nítrico con el amoniaco, y por ser uno de los abonos con mayor contenido en nitrógeno, económicamente resulta muy interesante. Es recomendado para suelos con alto contenido en humedad y terrenos anegados.

El amoniaco, también es punto de partida para la obtención de ácido nítrico, urea, ácido cianhídrico e hidracina. Se utiliza además en la fabricación de detergentes desengrasantes, explosivos, colorantes y disolventes.

11.4.- El ácido nítrico. Propiedades y aplicaciones.

11.4.1.- Compuestos oxigenados del nitrógeno.

Los óxidos son los compuestos oxigenados más sencillos del Nitrógeno. El más importante es el NO, (óxido nítrico), ya que a partir de él se obtiene el ácido nítrico (HNO3). Los principales óxidos del Nitrógeno son:

Fórmula Nombre Color ObservacionesN2O Oxido nitroso Incoloro Poco reactivoNO Oxido nítrico Incoloro (gas) Bastante reactivo

N2O3 Trióxido de dinitrógeno Azul (sólido) -NO2 Dióxido de nitrógeno Café Bastante reactivo, tóxicoN2O4 Tetróxido de dinitrógeno Incoloro -N2O5 Pentóxido de dinitrógeno Incoloro Inestable en estado gas

El ácido nítrico tiene la estructura espacial que aparece en la figura; se trata de un ácido muy fuerte cuya constante es infinita (en disolución acuosa está completamente disociado) y es un compuesto importante ya que posee múltiples aplicaciones como más adelante veremos.

11.4.2.- Proceso de obtención del ácido nítrico.

El proceso de obtención del ácido nítrico es a partir del óxido nítrico que a su vez se obtiene del amoniaco. Dicho proceso denominado de Ostwald consiste en hacer pasar una mezcla de aire y amoníaco sobre una red de contacto de platino a 750-900 ºC. El platino actúa como catalizador absorbiendo los gases en su superficie, facilitando el contacto entre los reaccionantes:

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4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O K = 10168

2 NO + O2 2 NO2

los gases producidos (óxidos de nitrógeno), se recogen sobre agua:

3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NONO2 + NO + H2O 2 HNO2

HNO2 + 1/2 O2 HNO3

11.4.3.- Propiedades del ácido nítrico.

El ácido nítrico es un importante compuesto de carácter ácido fuerte, líquido e incoloro aunque a veces presenta una débil coloración debido a que se en presencia de luz se descompone para dar:

formándose dióxido de nitrógeno que tiene color; por este motivo, su almacenaje se efectúa en frascos de vidrio ahumado o de color ámbar.

El ácido nítrico es un reactivo muy utilizado, tanto en el laboratorio como en la industria, por sus propiedades. Posee tres comportamientos químicos bien diferentes que vamos a analizar por separado:

a) como ácido : El ácido nítrico es totalmente miscible en agua siendo catalogado como uno de los ácidos más fuertes que se conocen (Ka muy alta). En disoluciones acuosas se encuentra disociado prácticamente en un 100%:

HNO3 + H2O H3O+ + NO3- pKa = -1'32

este equilibrio se encuentra muy desplazado hacia la derecha debido a la estabilidad del ion nitrato (NO3

-).

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El ácido nítrico dará en disolución acuosa reacciones típicas de los ácidos tales como:LiOH + HNO3 H2O + LiNO3

PbO2 + 2 HNO3 H2O + Pb(NO3)2

Zn +2 HNO3 H2 + Zn(NO3)2

b) como oxidante : Cuando se encuentra disuelto en elevadas concentraciones, posee, un elevado poder oxidante, reflejado en su alto potencial de reducción de la semirreacción:

NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O Eº = + 0'96 V

por ejemplo:

3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac) 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

de forma análoga reaccionan la plata, el mercurio y otros muchos metales (consulta la tabla de potenciales de reducción que aparece en el tema 6). Tan solo el oro y el platino se resisten a la acción del ácido nítrico, aunque puedan ser oxidados por una mezcla de ácidos nítrico y ácido clorhídrico en proporción 1:3 (la llamada agua regia).Tampoco son atacados el Al, Cr, Ni y Co porque se cubren de una película protectora de óxido que impide que el ácido penetre.

c) como agente nitrante : el ácido nítrico es capaz de sustituir a un átomo de hidrógeno de un compuesto orgánico por el grupo funcional nitro (-NO2), dando agua y un nitrocompuesto. Para facilitar la formación del agua se utiliza un deshidratante como el ácido sulfúrico:

R-H + HO-NO2 R-NO2 + H2O

11.4.4.- Aplicaciones del ácido nítrico.

Las aplicaciones más importantes del ácido nítrico son:

a) Como agente nitrante en la fabricación de explosivos (2,4,6-trinitrotolueno, nitroglicerina, nitrocelulosa, etc.).

b) Fabricación de abonos como el nitrato amónico.

c) Pasivado de metales creándoles una capa de óxido que les hace más resistentes al ataque de otras sustancias.

d) síntesis de derivados nitrados no sólo en la fabricación de explosivos, sino también en el campo de los plásticos, fibras, perfumes, colorantes, productos farmacéuticos, etc.

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11.5.- El Oxígeno y sus propiedades.

Es el elemento más abundante en la naturaleza. Se presenta en forma de gas diatómico (21% del aire) o formando compuestos con casi todos los elementos del sistema periódico.

El oxígeno natural se compone de una mezcla de tres isótopos:

Símbolo nº de neutrones AbundanciaO16 8 99'76 %O17 9 0’04 %O18 10 0’20 %

Se presenta en dos formas alotrópicas, el O2 común y muy estable y el O3 (ozono). La diferencia de estabilidad entre ambos puede comprobarse al comparar las entalpías de disociación:

O2 2 O H = 117 Kcal/mol

O3 3/2 O2 H = - 34 Kcal/mol

como vemos, para romper una molécula de oxígeno se necesita aportar una cantidad importante de energía mientras que el ozono se descompone espontáneamente desprendiendo energía.

El Oxígeno es un elemento muy electronegativo, sólo el Flúor es más electronegativo que él.

11.5.1.- Propiedades periódicas de los óxidos.

Los óxidos son compuestos muy estables. Sus propiedades ácidas o básicas son fácilmente deducibles a partir de consideraciones de periodicidad.

En general, si un determinado óxido reacciona con el agua produciendo iones hidrógeno (H+), se denomina ácido y si ocasiona un exceso de iones OH- , se denomina básico.

Aquí tienes un ejemplo de cada uno de ellos:

BaO (s) + H2O Ba+2 + 2 OH- óxido básico

SO2 (g) + 3 H2O SO3-2 + 2 H3O+ óxido ácido

Muchos óxidos son insolubles en agua, pero son solubles en medio ácido. Estos óxidos también se llaman básicos, por ejemplo:

NiO (s) + H3O+ Ni+2 + 2 H2O

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Observando la tabla periódica, se puede decir que los principales elementos de los grupos Ia y IIa, (alcalinos y alcalinotérreos), presentan óxidos básicos mientras que los óxidos de los no metales presentan propiedades ácidas.

Los elementos situados en el centro de la tabla periódica, forman óxidos que poseen ambas características dependiendo del medio en que reaccionen, por ejemplo, el óxido de aluminio:

Al2O3 + 6 H3O+ 2 Al+3 + 9 H2O (básico)

Al2O3 + 2 OH- 3 H2O + 2 Al(OH)4- (ácido)

a este tipo de óxidos se les llama anfóteros.

En el caso de que el elemento presente varios estados de oxidación, los óxidos de estados superiores serán generalmente ácidos, mientras que los inferiores suelen ser básicos. Por ejemplo:

Val 2 CrO + H3O+ Cr+2 + 2 H2O básico

Val 3 Cr2O3 + 6 H3O+ 2 Cr3+ + 9H2O básicoCr2O3 + 2 OH- 2 CrO2- + H2O ácido AnfóteroCr2O3 + 2 OH- 2Cr(OH)4

- + 3 H2O ácido

Val 6 CrO3 + H2O H2CrO4 ácido Ácido2 CrO3 + H2O H2Cr2O7 ácido

A continuación te presentamos una tabla periódica con información sobre las propiedades ácidas, básicas o anfóteras de sus correspondientes óxidos. Los elementos coloreados con fondo blanco, o no forman óxidos como el oxígeno o los gases nobles, o, al ser artificiales con una vida media muy corta, no se ha podido medir esta propiedad:

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11.6.- El Azufre y sus propiedades.

El azufre es un elemento muy distribuido en la corteza terrestre que forma con los metales sulfuros, (pirita, cobaltina, etc.), sulfatos (yeso), y también es muy abundante en estado fundamental en zonas de vulcanismo reciente.

Tiene las siguientes estructuras en función de la temperatura a la que se encuentre:

Cuando es sólido forma anillos de ocho átomos de azufre, aunque tiene dos formas de cristalizar, el azufre rómbico y el azufre monoclínico.

Al aumentar la temperatura, pasa a líquido rompiéndose la estructura cíclica y formando cadenas. Si se sigue aumentando la temperatura, pasa a gas formando moléculas de S8, S6, S4 o S2 dependiendo de la temperatura.

A 200 ºC todo el azufre sólido, está fundido, los anillos se rompen dando lugar a cadenas. Si en este momento se añade agua, se obtiene el denominado azufre plástico, que es sólido pero de estructura lineal (inestable) y poco a poco va pasando a la estructura cristalina estable S8.

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11.7.- El ácido sulfúrico. Propiedades y aplicaciones.

11.7.1.- Óxidos del azufre.

Los tres principales óxidos del azufre son SO, SO2 y SO3 (los dos últimos son los más importantes).

El dióxido de azufre (SO2), se obtiene quemando azufre al aire:

S (s) + O2 (g) SO2 (g) Hf = -70'7 Kcal/mol

La estructura de Lewis del dióxido de azufre, es una estructura resonante entre:

dicho óxido tiene muchas aplicaciones, entre otras, la más importante es la de ser producto intermedio para la obtención del ácido sulfúrico (H2SO4).

El dióxido de azufre es muy estable por eso su oxidación a trióxido de azufre (SO3) es, aunque exotérmica, muy lenta:

SO2 (g) + 1/2 O2 SO3 (g) H = -23'5 Kcal/mol

El trióxido de azufre reacciona violentamente con el agua para formar ácido sulfúrico:

SO3 + H2O H2SO4

11.7.2.- Método de obtención del ácido sulfúrico.

La obtención del ácido sulfúrico se realiza a partir del SO2, éste se oxida a SO3 y luego se obtiene ácido sulfúrico por reacción con el agua.

En la actualidad hay dos variantes para la obtención del trióxido de azufre (proceso lento), denominadas el método de contacto y el método de las cámaras de plomo. El primero es más caro pero produce ácido sulfúrico muy concentrado (95%) y de elevada pureza. El segundo es más económico, tiene mayor capacidad de producción, pero el ácido sulfúrico obtenido es de menor concentración (70%) y de menor pureza.

En ambos métodos, se parte del dióxido de azufre previamente obtenido (a partir de la tostación de la pirita) y se oxida a trióxido de azufre utilizando un catalizador. El método de contacto necesita un trióxido de azufre muy puro para no envenenar el catalizador que suele ser arsénico u óxido de hierro, y es por esta razón por lo que resulta más caro.

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El trióxido de azufre obtenido, se enfría y se hace pasar por una torre de absorción donde se combina con ácido sulfúrico concentrado formándose el ácido pirosulfúrico:

H2SO4 + SO3 H2S2O7

que luego se descompone por acción del agua según la reacción:

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

No es conveniente mezclar directamente el trióxido de azufre sobre agua para obtener el ácido sulfúrico según la reacción:

SO3 + H2O H2SO4

porque en dicha reacción se desprende muchísima energía, haciendo que la mayor parte del trióxido de azufre se volatilice sin reaccionar para formar el ácido sulfúrico.

11.7.3.- Propiedades del ácido sulfúrico.

La estructura del ácido sulfúrico (o el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno) es:

en base a ella presenta tres comportamientos químicos bien diferenciados:

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a) como ácido : El ácido sulfúrico es un ácido muy fuerte, estando completamente disociado en su base conjugada HSO4

-, pero es un ácido semifuerte en su segunda disociación:

H2SO4 HSO4- + H+ K1 muy grande, casi total

HSO4- SO4

-2 + H+ K2 = 10-2

y da lugar a reacciones típicas de los ácidos; por ejemplo:

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O

al poseer el ácido sulfúrico un elevado punto de ebullición, cuando éste se añade a una sal y se calienta, se suele desprender el ácido que dio lugar a la sal, que por lo general es más volátil que el sulfúrico, dando lugar a reacciones que se denominan de desplazamiento; por ejemplo:

H2SO4 + NaCl Na(HSO4) + HClH2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O

H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

b) como agente oxidante : El ácido sulfúrico ataca a todos los metales situados por encima del hidrógeno en la tabla de potenciales de reducción:

H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

el anión SO4-2 no interviene en la reacción redox sino que es el hidrógeno el que

hace que el metal se oxide.

c) como deshidratante : El ácido sulfúrico tiene una gran avidez por el agua, por eso se usa como agente desecante. Mezclas de ácido con poca cantidad de agua presentan la formación de hidratos:

H2SO4 - H2O o H2SO4 - 2 H2O H = - 20'5 Kcal/mol

y éstas son reacciones muy favorecidas termodinámicamente.

Este ácido es capaz de deshidratar completamente a la sacarosa según la reacción:

H2SO4

C12H22O11 (s) 12 C(s) + 11 H2O (l)

de forma análoga deshidrata también sustancias orgánicas que contengan vestigios de agua o hidrógeno y oxígeno (papel, madera, tejidos, etc...).

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11.7.4.- Aplicaciones del ácido sulfúrico.

El ácido sulfúrico se utiliza en grandes cantidades en muchas industrias para:

a) Abonos : En la producción de sulfato de amonio y de superfosfatos.b) Refino de petróleo : En la eliminación de impurezas de productos varios del

petróleo, tales como gasolinas, queroseno, disolventes, etc. Si no se hiciera así, las impurezas colorearían los productos, originarían depósitos céreos en los combustibles líquidos y lubricantes, y provocarían olores desagradables.

c) Fabricación de productos químicos : En la producción de otros ácidos como el clorhídrico y el nítrico, sulfatos metálicos, carbonato de sodio y éteres.

d) Fabricación de colorantes y drogas : Obtención de productos derivados del alquitrán de hulla como colorantes, drogas y desinfectantes.

e) Decapado de acero : La superficie del acero se limpia de herrumbre sumergiéndola en un baño de ácido sulfúrico antes de recubrirlo de esmalte, estaño o cinc.

f) Metalurgia : Ciertos metales se obtienen por electrólisis de disoluciones de sus sulfatos.

g) Pinturas y pigmentos : Muchos de los pigmentos y óleos utilizados en pinturas son sulfatos.

h) Aplicaciones diversas : El ácido sulfúrico también se utiliza en la fabricación de tejidos, plásticos, explosivos, acumuladores y otros productos.

11.8.- Problemas y cuestiones.

637.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido nítrico y se ponga de manifiesto sus distintos comportamientos químicos.

638.- Describe esquemáticamente el proceso de síntesis industrial del amoniaco, indicando las materias primas de las que se parte y analizando las condiciones de operación.

639.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido sulfúrico y se ponga de manifiesto sus distintos comportamientos químicos explicándolos.

640.- Clasifica los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros escribiendo las reacciones químicas que lo pongan de manifiesto:a) óxido de sodio.b) óxido de calcio.c) anhídrido fosfórico.d) óxido de aluminio.e) óxido de dicloro.

641.- Describe esquemáticamente, el proceso de obtención del ácido nítrico a partir del amoníaco, escribiendo las ecuaciones de las reacciones químicas que tienen lugar, e indicando los cambios en el estado de oxidación del nitrógeno en ellas.

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642.- Escribe las reacciones ajustadas de obtención de dióxido de nitrógeno a partir de amoníaco.

643.- Escribe las reacciones que se producen en la obtención industrial del ácido sulfúrico.

644.- Escribe tres reacciones químicas en las que intervenga el amoníaco y en las cuales se ponga de manifiesto un comportamiento diferente de esta sustancia.

645.- Formula las reacciones, ajustándolas por el ion-electrón, del ácido nítrico: a) concentrado que oxida al cobre a ion cobre(II), pasando él a óxido de nitrógeno(IV), b) diluido que oxida al cobre a ion cobre(II), pasando él óxido de nitrógeno(II).

646.- La síntesis del amoniaco es un proceso exotérmico. a) Explicar cómo afecta al número de moles de amoniaco formados: i) Aumento de la temperatura; ii) Disminución del volumen de la vasija; iii) adición de nitrógeno. b) Describir brevemente las condiciones industriales utilizadas en la síntesis del NH3.

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