El documento describe las propiedades y usos de tres ácidos importantes: el ácido nítrico, el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico. Explica cómo se sintetizan industrialmente y sus aplicaciones principales, como en la producción de fertilizantes y explosivos.

1. República Bolivariana de Venezuela.
Ministerio Del Poder Popular para la Educación
Superior.
Instituto Universitario Politécnico Santiago Mariño.
Catedra: Química Industrial.
ÁCIDOS
Realizado Por:
Sandra Vera.
C.I:26.333.246

2. Ácido Nítrico
 El ácido nítrico era conocido por los alquimistas que lo denominaban aqua fortis. Es el oxoácido 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).
 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:
 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)

3. Síntesis Del Ácido Nítrico
 El ácido nítrico se prepara industrialmente por oxidación catalítica del amoníaco
a alta temperatura con exceso de aire.
 1. Oxidación catalítica de NH3 (g) a NO(g):
 4 NH3 (g) + 5 O2(g) (Pt; 850ºC)→ 4 NO(g) + 6 H2O(g)
 Es un proceso exotérmico (ΔHº = -292.5 kJ/mol). Se lleva a cabo en presencia
de un catalizador a temperaturas entre 820-950 ºC y a presiones de 1-12 bar.
Esta reacción es uno de los procesos catalíticos más eficaces industrialmente
hablando. Es una reacción extremadamente rápida (10-11 s) y con una alta
selectividad.

4. Síntesis Del Ácido Nítrico
 2. Oxidación del NO (g) a NO2(g): El gas que se obtiene de la primera reacción de oxidación catalítica y que
contiene entre un 10-12% de NO, se enfría, y el calor que se genera se emplea para calentar agua. El gas
enfriado se hace reaccionar con oxígeno atmosférico para producir NO2:
 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) ΔH = -56 KJ/mol
 Esta reacción se favorece a bajas temperaturas y a elevadas presiones, condiciones que también favorecen la
dimerización del NO2:
 2 NO2 ⇔ N2O4 ΔH = -57 kJ mol-1.
 3. Desproporción del NO2 (g) en agua:
 3 NO2 (g) + H2O(l) → 2 HNO3(ac) + NO(g) ΔH = -73 kJmol-1
 El NO (g) procedente de esta reacción se recicla para formar más NO2(g).
 El ácido nítrico obtenido por el proceso Ostwald suele tener una riqueza del 60% y resulta así
adecuado para los procesos industriales como la síntesis de fertilizantes, como el NH4NO3.

5. Usos Del Ácido Nítrico
Se emplea en
la preparación
de diversos
colorantes.
Fertilizantes
(nitrato de
amonio)
Productos
farmacéuticos
y explosivos
Se emplea
para procesar
combustibles
nucleares no
consumidos.
Usado como
reactivo de
laboratorio;
usado en la
industria de la
pulpa de
madera.

6. Proceso de Elaboración de
Ácido Nítrico
Se lleva a cabo por
medio de la Oxidación
de Amoniaco.
Se oxida el amoniaco
con aire en presencia
de un catalizador que
generalmente es de
platino.
El resultado se pasa
por unas torres de
absorción con el fin de
hidratar los óxidos de
nitrógeno y convertirlos
en ácido nítrico.
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.

7. Propiedades Químicas
Es un ácido
inestable.
Es un ácido
Monoprótico.
Es un fuerte
oxidante.
Acción del HNO3
sobre los NO
metales.
Reacción del HNO3
con los Metales.
Ataca a todos los
metales excepto al
Platino y al Oro.

8. Ácido Sulfúrico
 Es un compuesto químico muy corrosivo cuya fórmula es H2SO4.
 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 de fertilizantes.
 También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria
petroquímica.
 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.

9. Formación del Ácido Sulfúrico
Existen dos procesos principales para la producción de ácido sulfúrico:
El método de cámaras
de plomo y el proceso
de contacto.
Método de cámaras de Plomo
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
Proceso de Contacto
El proceso de contacto
produce un ácido más
puro y concentrado,
pero requiere de
materias primas más
puras y el uso de
catalizadores costosos.

10. Aplicaciones
La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los
fertilizantes.
Otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación
del petróleo , tratamiento del acero, extracción de metales no
ferrosos, manufactura de explosivos, detergentes, plásticos y
fibras.
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.
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.

11. Diagrama Del Proceso De Cámaras
De Plomo

12. Diagrama Del Proceso De Contacto

13. Obtención De Azufre
Se puede
obtener en
estado natural
de minas
subterráneas.
Fundiéndol
o con agua
caliente a
presión.
Extrayéndo
lo con
bombas.
También se
puede
recuperar del
H2S que
acompaña al
petróleo y al
gas natural.

14. Ácido Clorhídrico
 Es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido .
 Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia
completamente en disolución acuosa.
 Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución de HCl 0,1 M
da un pH de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar a un ser humano, en un litro de agua.
 Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la flora y fauna).
 Actualmente, la mayoría del ácido clorhídrico se obtiene absorbiendo el cloruro de hidrógeno liberado
en la producción industrial de compuestos orgánicos.

15. Aplicaciones
Se utiliza sobre
todo como ácido
barato fuerte y
volátil.
El uso más
conocido es el
de
desincrustante
para eliminar
residuos de
caliza (carbonato
cálcico: CaCO3).
Una importante
aplicación del
ácido clorhídrico
de alta calidad
es en la
regeneración de
resinas de
intercambio
iónico.
En la industria
alimentaria se
utiliza por ejemplo
en la producción
de la gelatina
disolviendo con
ella la parte
mineral de los
huesos.
En metalúrgia a
veces se utiliza
para disolver la
capa de óxido
que recubre un
metal, previo a
procesos como
galvanizado,
extrusión, u
otras técnicas.