CLASES MINERALES

 

5 Clase V. Carbonatos y Nitratos

5.3.1 Notas sobre la Industria de los Nitratos


Aunque se conocen los nitratos de todos los metales (la mayor parte se obtienen fácilmente en el laboratorio), sólo unos pocos son naturales. Los nitratos naturales son escasos y puede resultar más adecuado la obtención industrial a partir del ácido nítrico.

Las primeras referencias existentes sobre la fabricación de ácido nítrico vienen de los egipcios, aunque no se sabe como lo obtenían. Durante la Baja Edad Media los alquimistas lo empleaban para separar el oro de la plata (aqua fortis). Hacia el año 1200 se fabricaba por calcinación del salitre (NO3K), o por tratamiento de dicha sal con vitriolos (mezclas de sulfatos), como alumbre y sulfato de cobre. Hacia el año 1650, J.R Glauber (1604-1670) sustituye los sulfatos por el aceite de vitriolo (ácido sulfúrico) que desplaza al potasio del nitro, según la reacción siguiente:

2KNO3 + H2SO4 -> KSO4H + 2HNO3

Este procedimiento se puede emplear con otros nitratos, como el de sodio. Durante muchos años se desarrollaron métodos para la preparación y purificación del ácido nítrico a partir de nitratos naturales. A finales del siglo XIX y principios del XX, W.F. Otswald (1853-1932) pone a punto el método que lleva su nombre para la obtención del ácido nítrico a partir del amoniaco. Otswald recibió el Premio Nóbel de Química en 1909. A partir de la Primera Guerra Mundial el Método Otswald se extiende, primero por Alemania y luego por todo el mundo, llegando a ser el más empleado. En pocas líneas, este método consiste en lo siguiente:

  1. Se mezcla 1 volumen de amoniaco (obtenido por el Proceso Haber o por el de la cianamida), con 10 volúmenes de aire caliente (600ºC) y se hace pasar por una malla de platino (catalizador), donde se lleva a cabo el proceso:

4NH3 + 5O2 <--> 4NO + 6H2O + 216 Kcal.

  1. Con el calor desprendido la temperatura aumenta hasta 1000ºC, pero el catalizador impide la disociación del NO. Con más aire se enfría la mezcla y se oxida el NO:

2NO + O2 <--> 2NO2 + 27 Kcal.

  1. El NO2 se hace reaccionar con agua para formar una mezcla de ácidos nitrogenados:

2NO2 + H2O <--> NO2H + HNO3

  1. El ácido nitroso se descompone con rapidez del modo siguiente:

2HNO2 <--> NO2 + NO + H2O

  1. El NO se vuelve a llevar a la cámara de oxidación pasando a NO2.
  1. El ácido nítrico así obtenido tiene una riqueza del 60%, aunque se puede concentrar por destilación con ácido sulfúrico concentrado.

 

Se conocen otros métodos para la preparación del ácido nítrico, como los basados en la aplicación de descargas eléctricas al aire húmedo, pero son caros por el elevado consumo de energía.

El ácido nítrico fumante es un líquido amarillento (por contener un exceso de NO2) muy agresivo y oxidante. El ácido nítrico puro (100% NO2) es incoloro y con una densidad de 1.507 gr/c.c. a temperatura ambiente. El punto de fusión se encuentra en -41ºC y el de ebullición entre 83 y 86ºC. El índice de refracción es de 1.397. El ácido nítrico concentrado comercial tiene una riqueza del 68.4% de NO3H, con una densidad de 1.407 gr/c.c.. Esta mezcla es un azeótropo cuyo punto de ebullición es de 122ºC.

El ácido nítrico puro es algo inestable, descomponiéndose por el calor o por la luz, según el proceso:

4HNO3 <--> 4NO2 + 2H2O + O2

El agua regia es una mezcla de ClH y NO3H en la proporción 3:1 (en moles). Se trata de una mezcla muy oxidante capaz de disolver al oro (el rey de los metales) por la formación de cloro y de cloruro de nitrosilo:

HNO3 + 3HCl -> Cl2 + ClNO + 2H2O

El contacto del ácido nítrico fumante con la piel puede provocar graves quemaduras, pero el comercial no llega más que a quemaduras superficiales que originan manchas amarillas muy duraderas. Por ingestión, la dosis letal oscila entre 5 y 8 gramos de NO3H al 60%. Los antídotos son las lechadas de cal y magnesio, la leche y el aceite. Los vapores de NO2 son también muy tóxicos (y de olor desagradable), siendo el oxígeno el mejor antídoto.

Las principales aplicaciones del ácido nítrico son las siguientes:

Algunos nitratos presentan un marcado carácter iónico, siendo sustancias muy estables, como lo demuestra el hecho de fundir sin descomponer. En la tabla inferior se muestran los puntos de fusión y descomposición de algunos nitratos:

 

SUSTANCIA PUNTO DE FUSIÓN (ºC) DESCOMPOSICIÓN(ºC)
LiNO3 255,00 410,00
NaNO3 308,00 380,00
KNO3334,00 400,00
CsNO3 414,00 600,00

 

Por este motivo tanto los nitratos, como mezclas en los que participan, se vienen empleando como disolventes iónicos en forma de sales fundidas para diversas aplicaciones, tanto científicas, como industriales. También se usan como fundentes.

En Agricultura se emplean los nitratos para el aporte de nitrógeno a las plantas. El nitrato amónico puro se usa como abono, aunque con ciertas precauciones, debido a su facilidad para explotar por calentamiento. El nitrato de calcio, sólo o mezclado con nitrato de amónico, mantiene el pH del suelo lejano de la acidez. Es importante mencionar aquí que el uso abusivo de los nitratos en Agricultura está provocando problemas graves de contaminación de aguas subterráneas.

 


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