Este documento presenta información sobre tres ácidos inorgánicos importantes: ácido nítrico, ácido sulfúrico y ácido clorhídrico. Describe sus propiedades químicas, cómo se producen industrialmente, y sus usos principales. El ácido nítrico se produce por oxidación catalítica de amoníaco, el ácido sulfúrico por oxidación de dióxido de azufre, y el ácido clorhídrico por reacción de cloro con agua. Estos ácidos se utilizan ampli

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del poder popular para la educación universitaria
IUP “Santiago Mariño”
Maracaibo Edo Zulia
ÁCIDOS
Alumno: Eduin Navarro
CI: 24.787.193
Asignatura: Química
Industrial.

2. Índice.
Introducción.
Ácidos.
Ácido nítrico.
Ácido sulfúrico.
Ácido clorhídrico.

3. Introducción.
Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: ¿Qué son ácidos? No
fue si no hasta 100 años mas tarde que se tuvo una buena respuesta y esto es gracias a
tres químicos: Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert
N. Lewis.
Ellos contribuyeron a las teorías de los ácidos y bases a las cuales a través del
tiempo se han dado cuenta de muchas cosas, gracias a los experimentos de laboratorio
que hacían con la ayuda de un papel llamado tornasol.
Los ácidos tienen cosas en común:
-Tienen un sabor ácido.
-Reaccionan con unos metales desprendiendo hidrogeno.
-Colorean el tornasol de color rojo.

4. Ácido.
Es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando
se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que
el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de
Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron
independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a
otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el
vinagre), el ácido clorhídrico (en el salfumán y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico
(en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil).
Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas
últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de
sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y también pueden existir como
sustancias puras o en solución.

5. Ácido nítrico.
Estos dos ácidos revelan un patrón general en la fuerza relativa del ácido entre los
oxoácidos: 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
oxoanión resultante. El mismo patrón se observa para los oxoácidos del azufre y de los
halógenos.

6. 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):
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:
• 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)

7. Síntesis del ácido nítrico.
El ácido nítrico se prepara industrialmente por oxidación catalítica del
amoníaco a alta temperatura con exceso de aire. El procedimiento fue desarrollado
en 1902 por el químico alemán Wilhem Ostwald (1853-1932), quien recibió el
premio Nobel en 1909 por su trabajo sobre la importancia de la catálisis en las
reacciones químicas. En el proceso Ostwald, se utilizan altas temperaturas y
catalizadores de platino para convertir amoníaco en ácido nítrico. Este proceso
consiste en tres reacciones exotérmicas:
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. Los rendimientos son:

8. Presión de trabajo (bar) % Rto
1 94-98
5 95-96
8-10 94
El contenido de NH3 de la mezcla debe mantenerse bajo debido al riesgo de
explosión, que llega a ser peligroso cuando el porcentaje en volumen de NH3 en la
mezcla supera el 15.5 %. El catalizador empleado en la reacción es una aleación de Pt
que contiene Rh o Pd: Pt/Rh (90:10) o Pt/Rh/Pd (90:5:5). En las condiciones de trabajo
pierde entre un 0.05-0.45 g/tn de HNO3 de Pt, en forma de PtO2. Debido al elevado coste
del Pt este metal debe ser recuperado por absorción. Puede llegar a recuperarse hasta el
80% de las pérdidas en forma de óxido

9. 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. Sin embargo, si se requiere emplear HNO3 para reacciones de nitración de
compuestos orgánicos, se precisan concentraciones más elevadas, del orden del 98 al 99
%. Debido a que el HNO3 forma un azeótropo con el agua al 68.8%, no es posible eliminar
el agua por destilación. El ácido nítrico concentrado debe obtenerse por un método directo
(variación del proceso normal de síntesis del HNO3) o indirecto, que emplea ácido sulfúrico
para eliminar el agua. Este método es conocido como la destilación extractiva.

10. Usos del ácido nítrico.
El ácido nítrico se emplea en la preparación de diversos colorantes, fertilizantes
(nitrato de amonio), productos farmacéuticos y explosivos tales como la nitroglicerina,
nitrocelulosa y trinitrotolueno (TNT). El ácido nítrico también se emplea en metalurgia y
para procesar combustibles nucleares no consumidos. El ácido nítrico ocupa alrededor del
decimocuarto lugar, en producción en masa, entre los productos químicos más fabricados
en los Estados Unidos.
Aplicaciones del HNO3:
El HNO3 es uno de los ácidos mas 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. Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de Birbeland-
Eyde) y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de
Osdwald, 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.

11. Ácido sulfúrico
Nombre (IUPAC) sistemático
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
Propiedades físicas
Estado de
agregación
Líquido
Apariencia Líquido aceitoso incoloro
(PURO) o líquido aceitoso
ambarino (si NO es PURO)
Densidad 1800 kg/m3
; 1.8 g/cm3
Masa molar 98,08 g/mol
Punto de
fusión
283 K (10 °C)
Punto de
ebullición
610 K (337 °C)
Punto de ebullición 610 K (337 °C)
Propiedades químicas
Acidez (pKa) pKa1 = -6.62
pKa2 = 1.99
Solubilidad en agua Miscible
Termoquímica
ΔfH0
líquido -814 kJ/mol
S0
líquido, 1 bar 19 J·mol-1
·K-1
Peligrosidad
NFPA 704
0
3
2
COR
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
Exenciones y referencias

12. El ácido sulfúrico, aceite de vitriolo, espíritu de vitriolo, licor de vitriolo o
tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno 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.
Generalmente se obtiene a partir de óxido de azufre (IV), 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.

13. Formación del ácido
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
óxido de azufre (IV) (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.
Aplicaciones
La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. 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.

14. 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.

15. 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.
Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción
proporciona un índice aproximado de la actividad general industrial.
El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto
superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para fabricar productos
orgánicos,pinturas y pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar
metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal,
es la batería de plomo, que se utiliza en los automóviles.
Precauciones.
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. En caso de añadir agua al
ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.

16. 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 acido 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 piritas (Bisulfuro de Hierro), tostando otros sulfuros no
ferrosos, o mediante la combustión de sulfuro de hidrogeno (H2S) gaseoso.

17. Ácido clorhídrico
Ácido clorhídrico
Nombre (IUPAC) sistemático
Cloruro de hidrógeno
Propiedades físicas
Apariencia líquido incoloro o
levemente amarillo
Densidad 1190 (solución 37%)
1160 solución 32%
1120 solución 25% kg/m3
; 1,12
g/cm3
Masa
molar
36,46 g/mol
Punto de
fusión
247 K (-26 °C)
Punto de
ebullición
321 K (48 °C)
Viscosidad 1,9
Propiedades químicas
Acidez
(pKa)
-6,21
Compuestos relacionados
Ácidos
relacionados
Fluoruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Termoquímica
ΔfH0
gas -92,31 kJ/mol
ΔfH0
líquido -167,2 kJ/mol
ΔfH0
sólido ? kJ/mol
S0
gas, 1 bar 186,9 J·mol-1
·K-1
S0
líquido, 1 bar ? J·mol-1
·K-1
Peligrosidad
NFPA 704
0
3
1
COR
Riesgos
Ingestión Puede producir gastritis,
quemaduras, gastritis hemorrágica,
edema, necrosis. Se recomienda
beber agua o leche y NO inducir
el vómito.
Inhalación Puede producir irritación, edema y
corrosión del tracto respiratorio,
bronquitis crónica. Se recomienda
llevar a la persona a un lugar con
aire fresco, mantenerla caliente y
quieta. Si se detiene la respiración
practicar reanimación cardio
pulmonar.
Piel Puede producir quemaduras,
úlceras, irritación. Retirar de la
zona afectada toda la vestimenta y
calzados y lavar con agua
abundante durante al menos 20
minutos.
Ojos Puede producir necrosis en la
córnea, inflamación en el ojo,
irritación ocular y nasal, úlcera
nasal. Lavar el o los ojos expuestos
con abundante agua durante al
menos 15 minutos.
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo
contrario.
Exenciones y referencias

18. El ácido clorhídrico, ácido hidroclórico, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o
todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina
en América) o agua fuerte (en España), 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).
A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo,
corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se
expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco.
El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.
El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar,
tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia
variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de
muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el
cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.

19. El ácido clorhídrico se produce de la siguiente manera: Los hidrogeniones se
forman por la disociación de moléculas de agua. La enzima anhidrasa carbónica
convierte una molécula de dióxido de carbono y una molécula de agua indirectamente
en un ion bicarbonato (HCO3-) y un hidrogenión (H+).
Los hidrogeniones se forman por la disociación de moléculas de agua. La
enzima anhidrasa carbónica convierte una molécula de dióxido de carbono y una
molécula de agua indirectamente en un ion bicarbonato (HCO3-) y un hidrogenión (H+).
El ion bicarbonato es intercambiado por un ion cloruro (Cl-) por el lado basal de la
célula y el bicarbonato difunde hacia la sangre venosa, lo que conducirá a un
fenómeno de corriente alcalina (una momentánea subida del pH sanguíneo, que luego
es neutralizada por la secreción de hidrogeniones por el páncreas).
Los hidrogeniones son bombeados fuera de la célula hacia los canalículos por
un anti porte con iones potasio, gracias a la H+/K+AT Pasa. Como resultado de la
salida de hidrogiones, el lumen gástrico se mantiene en un medio altamente ácido. La
acidez ayuda en la digestión del alimento al promover la desnaturalización de las
proteínas ingeridas. Al ocurrir esto, los enlaces peptídicos que unen los aminoácidos
quedan al descubierto. El HCl gástrico simultáneamente activa el pepsinógeno, una
endopeptidasa que continúa la digestión al cortar los enlaces peptídicos, un proceso
conocido como proteólisis.

20. Aplicaciones
El ácido clorhídrico 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). En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más
soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
En química orgánica se aprovecha el ácido clorhídrico a veces en la síntesis de
cloruros orgánicos - bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por adición del
ácido clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una
manera muy selectiva. Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en
la regeneración de resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse
para eliminar cationes como Na+ y Ca2+ de disoluciones acuosas, produciendo agua
desmineralizada.
Na+ es reemplazado por H3O+
Ca2+ es reemplazado por 2 H3O+
En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina
disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.
En metalurgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal, previo
a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.
También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro
férrico (FeCl3):
Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

21. Efectos nocivos.
El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que
tenga contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La
exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de
los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e
incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y
espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción
inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de
malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias (en inglés, RADS), que es un tipo
de asma causado por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.
La mezcla del ácido con agentes oxidantes de uso común, como la lejía,
también llamada lavandina en algunas partes, (hipoclorito de sodio, NaClO) o
permanganato de potasio (KMnO4), produce el tóxico gas cloro.