UD 3:
Ácidos y sustancias relacionadas (I) Ácido sulfúrico. Propiedades del ácido sulfúrico. Historia e importancia. Obtención y propiedades del azufre. Obtención de dióxido de azufre: propiedades y aplicaciones. Oxidación del dióxido de azufre; catálisis, absorción del trióxido de azufre, concentración de las soluciones acuosas, ácido sulfúrico fumante (óleum). Ácido fosfórico. Propiedades y aplicaciones. Obtención de fósforo: materias primas para el método electrotérmico, propiedades. Obtención de pentóxido de fósforo y ácido fosfórico. Fosfatos y polifosfatos: Obtención, propiedades y aplicaciones.
1. Reseñar para el ácido sulfúrico:
i) principales propiedades físicas y químicas;
Apariencia, olor y estado fisico:
liquido aceitoso incoloro o cafe. Inodoro, pero concentrado es sofocante e hidroscopico
Gravedad especifica (agua=1):
1,84, (98%); 1,4 (50%)
Punto de ebullicion (°C):
274 (100%), 280 (95%)
Punto de fusion (°C):
3 (98%); -64 (65%)
Densidad relativa del vapor (Aire=1)
3.4
presion de vapor (mm Hg):
Menor de 0.3/25°C, 1.0/38 °C
Viscosidad (cp):
21/25°C
pH:
0.3 (Solucion acuosa 1N)
0.3 (Solucion acuosa 1N)
Solubilidad:
Soluble en agua y alcohol etilico (descompone en este ultimo)
Soluble en agua y alcohol etilico (descompone en este ultimo)
ii) medidas de seguridad para su transporte y empleo;
manejo: usar siempre proteccion personal asi sea corta la exposicion o la actividad que realice con el producto. mantener estrictas normas de higiene, no fumar ni comer en el sitio de trabajo. Usar las menores cantidades posibles. Conocer en donde esta el equipo para la atencion de emergencias. Leer las instrucciones de la etiqueta antes de usar el producto. Rotular los recipientes adecuadamente. ERvitar la formacion de vapores o neblinas de acido. Cuando diluya adicione el acido al agua lentamente. Nunca realice la operacion contraria ya que puede reaccionar violentamente.
Almacenamiento: Lugares ventilados, frescos y secos. Lejos de fuentes de calor, ignicion y de la accion directa de los rayos solares. Separar de materiales inmcompatibles. Rotular los recipientes adecuadamente. No almacenar en contenedores metalicos, No fumar porque puede haberse acumulado hidrogeno en los tanques metalicos que contengan acido. Evitar el deterioro de los contenedores. Mantenerlos cerrados cuando no estan en uso. Almacenar las menores cantidades posibles. Los contenedores vacios deben ser separados. Inspeccionar regularmente la bodega para detectar posibles fugas o corrosion. El almacenamiento debe estar retirado de areas de trabajo. El piso debe ser sellado para evitar la absorcion. Los equipos electricos de iluminacion y ventilacion deben ser resistentes a la corrosion. Disponer en el lugar de elementos para la atencion de emergencias.
Informacion sobre transporte:
Etiqueta negra y blanca de sustancia corrosiva. No transporte con sustancias explosivas, sustancias que en contacto con agua pueden desprender gases inflamables, sustancias comburentes, peroxidos organicos, materiales radiactivos, ni alimentos. grupo de empaquie: II.
iii) historia y métodos de obtención industrial actualmente en desuso;
fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico
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.[cita requerida] 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.
d) aplicaciones;
iv) aspectos ambientales relacionados con su producción y uso.
Perjudicial para todo tipo de animales
toxicidad acuatica:
LC50/48H (agua aireada, camaron) = 80-90ppm/48h. Condiciones de bioensayo no especificada.
CL50/48H Camaron adulto, agua salada = 42.5-48 ppm. Condiciones de bioensayo no especificadas.
En el agua el producto se disuelve rapidamente, produciendo una disminucion en la viscosidad, facilitandi su difusion en cuerpos de agua- A ph 6 y ph menor a 5 aumenta la concentracion de iones calcio (proveniente de rocas y suelos) El acido sulfurico reacciona con el calcio y magnecio presentes para producir sulfatos.
En el suelo el producto puede disolver algunos minerales como el calcio y magnecio, deteriorando las caracteristicas de estos.
En la atmosfera el producto puede removerse lentamente por deposicion humeda, en el aire puede ser removido por deposicion en seco.
2.
a) Mediante un diagrama de flujo simplificado describir el método de síntesis por contacto del ácido sulfúrico, explicando detalladamente los procesos químicos con énfasis en:
i) materias primas y su
transformación en dióxido de azufre libre de impurezas;
ii) conversión de SO2 en SO3;
iii) absorción del SO3;
La materia prima para la produccion del acido sulfurico es el azufre, que se encuentra en la naturaleza en varias formas.Una de las mas comunes es la pirita, un mineral relativamente abundante.
El primer proceso consiste en quemar la fuente de azufre, en un horno rotatorio, segun la ecuacion:
S + O2 -> SO2
alternativamente si obtenemos el azufre de la pirita como mencionamos antes:
4 FeS2 + 11O2 -> 2Fe2O2 + SO2
El primer paso tiene como objetivo entonces la obtencion del gas dioxido de azufre, que es luego enfriado y filtrado por un electrofiltro.
El siguiente paso consiste en calentar ese dioxido de asufre y oxidarlo aun mas a trioxido de azufre, en una reaccion que se da a altas temperaturas y empleando pentoxido de vanadio (VnO5) como catalizador, una alternativa mas economica al platino.
El trioxido de azufre es enviado a un sistema de torres de abrosorcion conectadas a tanques de almacemaniento.
Por la parte superior de la torre se deja fluir acido sulfurico de la etapa anterior, menos concentrada, y por la parte inferior circula el trioxido de azufre, que reacciona con el agua o directamente se diluye en el acido para producir en el primer caso un acido mas concentrado y en el segundo un producto que industrialmente se conoce como Oleum, que consiste en una mezcla de acido sulfurico y trioxido de azufre como gas disuelto, que es extremadamente corrosivo.
se obtienen del proceso entonces distintos productos que consisten en proporciones distintas de tres productos escenciales: agua, acido y trioxido.
Acido sulfurico 98% (2% agua)
Trioxido de asufre 100%
Oleum 25%
Oleum de alto contenido. (superior al 25%)
b) discutir las características de los catalizadores empleados en la oxidación de SO2 a SO3 por acción del oxígeno;
El principal catalizador en la oxidacion de SO2 a SO3 en la industria es el pentoxido de vanadio (VnO5) que es un solido, por lo que debe depositarse en regillas y obligarse a la mezcla de gases que se pretende hacer reaccionar a pasar a través de esta. Esto implica hornos con rejillas en escalones sobre las cuales se deposita el pentoxido de vanadio que parece una tiza amarillenta, y gas que sube a través de las rejillas a altas temperaturas reacciona y se oxida correctamente.La alternativa es usar la tradicional membrana de platino, pero resulta muy caro.
c) ¿Cómo se almacena el H2SO4 y cómo se lo transporta?
ver respuesta 1
6. Describir las propiedades físicas y químicas del azufre y utilizarlas para explicar el método de
extracción de Frasch.
Se utiliza equipo común de los pozos petroleros para hacer las perforaciones hasta el fondo de los estratos cargados de azufre, a una profundidad entre 150 y 750 m bajo tierra.
Se introduce un juego de tres tubos concéntricos, se pasa un tubo de 10 cm a través del de 20 cm, de modo que quede un espacio anular entre los dos, extendiéndolo casi hasta el fondo de la roca cargada de azufre, y se le apoya en un collar que sella el espacio anular entre los tubos de 20 y 10 cm. Un tubo para aire, de 3 cm de diámetro, dentro de los otros, llega hasta una profundidad ligeramente por encima del collar mencionado. El tubo de 20 cm se perfora en dos niveles diferentes, uno encima y otro debajo del collar anular. El conjunto superior de perforaciones permite que escape el agua caliente, y el azufre fundido entra al sistema a través de las perforaciones inferiores.
Se pasa agua caliente a más o menos 160°C (punto de fusión del azufre 115°C) hacia abajo del espacio anular, entre los tubos de 20 y 10 cm y se hace entrar aire comprimido hacia abajo del tubo de 3 cm para que el azufre líquido pueda subir a la superficie.
7
a) ¿Cuál es la fuente natural de fósforo?,
los fosfatos, encontrados en altas concentraciones en minerales como la fosforita.
b) describir las propiedades físicas y químicas de las diferentes modificaciones del fósforo (blanco, rojo y negro), explicando su diferente comportamiento químico
Fórmula: P4
Es la forma más estable; es conductor de la electricidad. El fósforo en estado de vapor presenta moléculas tetraatómicas P4, con una estructura tetraédrica. La estructura consta de capas dobles, en donde cada átomo de P se encuentra enlazado con 3 vecinos
El fósforo negro tiene un gran potencial como semiconductor para aplicaciones electrónicas
c) el descubrimiento del fósforo está muy relacionado con la práctica alquímica: indicar las materias primas y escribir la ecuación química ajustada.
a) ¿Cuál es la fuente natural de fósforo?,
los fosfatos, encontrados en altas concentraciones en minerales como la fosforita.
Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, Estados Unidos y otros países.
La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450 °C en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.
b) describir las propiedades físicas y químicas de las diferentes modificaciones del fósforo (blanco, rojo y negro), explicando su diferente comportamiento químico
Blanco
El fósforo blanco es un alótropo común del elemento químicofósforo que ha tenido un uso militar extenso como agente incendiario,1 agente para crear pantallas de humo y como componente flamígero antipersonal capaz de causar quemaduras graves.2 Su fórmula molecular es P4. Está considerada como una arma química
Cuando el fósforo arde en el aire, al principio forma óxido de fósforo (V):
- P4 + 5 O2 → 2 P2O5
- Sin embargo, el óxido de fósforo (V) es extremadamente higroscópico y con rapidez absorbe incluso las menores trazas de humedad para formar gotas líquidas de ácido fosfórico:
-
- P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 (también forma polifosfatos como el ácido pirofosfórico, H4P2O7)
Rojo
El fósforo rojo es una de las formas alotrópicas del fósforo elemental. Se trata de una sustancia amorfa, de color rojizo, poco soluble en agua y disolventes orgánicos habituales. Contrariamente al fósforo blanco, no es soluble en disulfuro de carbono y no es tóxico.
Fórmula: P4
Masa molecular: 30,974 g/mol
Densidad: aprox. 2,16 g/mL
Punto de fusión: 585–610 °C
Nº CAS: 7723-14-0
Negro
El fósforo negro fue preparado por primera vez por P. W. Bridgman al tratar el fósforo blanco a elevadas presiones (13.000 kg/cm³) a 200 °C
El fósforo negro tiene un gran potencial como semiconductor para aplicaciones electrónicas
c) el descubrimiento del fósforo está muy relacionado con la práctica alquímica: indicar las materias primas y escribir la ecuación química ajustada.
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