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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL Departamento Departamento Académico Académico de Ingeniería Química
Informe: El Nitrógeno
“
”
INTEGRANTES:
Mamani Machaca Jhony
DOCENTES:
Ing. Benites Mitma Wilma Vicente
LIMA – PERÚ, 2016
20140440H
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Indice general
Índice Índice general general......................................... .......................................................... ................................. ................................. .................................. .................... ... 2 Título de la práctica de laboratorio ............................................................................... 2 Resumen del proyecto ..............................................................................................3 ..............................................................................................3 Introducc Introducción ión................ ................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ............................... .............. 4 Antecedentes ................... ......... ................... .................. .................. ................... ................... ................... ................... .................. .................. .................. ......... 5 Metodolo Metodologia gia ............................... ................................................ .................................. .................................. .................................. ............................ ........... 5 Hipótesis Hipótesis.................................. ................................................... ................................. ................................. .................................. ............................... .............. 5 Objetivo Objetivoss ................................. .................................................. ................................. ................................. .................................. ............................... .............. 6 Desarrollo del proyecto ................................................................................................ 6 Conclusiones y recomendaciones ..............................................................................20 .............................................................................. 20 Bibliogra Bibliografia fia .................................. ................................................... ................................. ................................. .................................. ............................. ............ 20
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RESUMEN
El nitrógeno es el elemento más abundante en nuestra atmósfera. En ella, se encuentra en forma de N2 y forma casi el 78% de la misma. Es un elemento muy estable, y por esa razón no es propenso a intervenir en reacciones químicas. Es por esto que su aprovechamiento, directamente de la atmósfera, está limitado. Este elemento, por otra parte, es un compuesto esencial de los ácidos nucleicos y de los aminoácidos. Cuando los compuestos de hidrógenos tienen iones de cianuro, constituyen sales de elevado poder tóxico que pueden resultar mortales. Es importante que establezcamos además que uno de los principales estudios que se han realizado teniendo como eje central el nitrógeno ha sido el de los efectos que el mismo tiene sobre la salud del ser humano. En concreto se ha establecido que los cambios que ha generado el hombre en la atmósfera, a través de la contaminación, han aumentado las proporciones de los elementos que componen aquel trayendo consigo que el individuo se vea, por ejemplo, afectado por bajos niveles de vitamina A .
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INTRODUCCION
El nitrógeno es uno de los elementos más importantes y esenciales para todo ser vivo ya que forma parte de los aminoácidos que componen las proteínas requeridas para todos los organismos. También es uno de los elementos abundantes en la atmosfera terrestre, es inerte, no tiene sobre la calidad del ambiente y no puede ser utilizado directamente por las plantas. El nitrógeno es el nutriente más utilizado en los fertilizantes agrícola, ya que las disponibles en el suelo son generalmente insuficiente para satisfaces los requerimientos de las cosecha y cultivos. Este presente trabajo tiene como objetivo hacer un breve repaso sobre la importancia del nitrógeno en el organismo, conoces los efectos negativos que le exceso de nitrógeno puede ocasionar en el ambiente o en el ser vivo y dar alternativas viables que permiten dar una solución de exceso de este elemento en el ser vivo .
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ANTECEDENTES
Antiguamente, se creía que en el aire debía existir un compuesto, además del oxígeno, que no servía para la respiración y hacía que la llama se apagase. Los primeros textos que hicieron mención fueron en el siglo VIII de Mao khoa.
Ya en el siglo XVIII, se tenía claro que el aire estaba formado por dos sustancias, una irrespirable, que quedaba absorbida o fijada por la cal y la magnesia, y por eso recibió el nombre de “aire fijo”; y otra que mantenía la llama, respirable, con múltiples nombres.
Los dos tipos de sustancias los estudió Stefan Hales, exponiendo que el aire fijo no se podía respirar por la falta de elasticidad de sus partículas. La tesis de Joseph Black se basó en el estudio de la fijación del aire o gas silvestre. Joseph Black fue profesor de medicina en Edimburgo y maestro de Daniel Rutherford, al que se le reconoce como "descubridor" del nitrógeno en 1772, gracias a su trabajo de doctorado sobre el aire residual no absorbido por la magnesia.
En la historia, el nitrógeno, ha recibido muchos nombres. En 1701, Lavoisier lo denomino “Azote” que significaba “sin vida”. Priestley lo llamó “aire quemado” y “aire flogisticado” en 1772. Scheele, más tarde, lo llamó “aire sucio” en 1775. Finalmente en 1790, por Juan
Antonio Chaptal, se le llamó por el nombre que se conoce hoy en día Nitrógeno.
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METODOLOGIA
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HIPOTESÍS
Como el nitrógeno nos afecta en nuestra vida en el entorno en el que nos rodea en el medio ambiente, será nocivo o saludable para nosotros. Como afectan los nitratos y nitritos en el agua. Como la actividad humana produce estos compuesto del nitrógeno (nitratos, nitritos, óxido de nitrógeno, etc.). Y como combatir esto fenómeno llamado CALENTAMIENTO GLOBAL para que el medio ambiente se mejore y tengamos una mejor calidad de vida. Como podríamos reducir los nitratos y nitritos en el medio ambiente Por qué es importante el ciclo del nitrógeno en el medio ambiente
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NITROGENO
Objetivos:
Conocer acerca del nitrógeno y sus compuestos, aprender sus propiedades tanto físicas como químicas y las aplicaciones que se da en la humanidad. Reconocer como el nitrógeno o sus combinaciones afectan sobre la salud y sobre el medio ambiente. Entender como ocurre el proceso del ciclo del nitrógeno paso por paso en el medio ambiente.
Estado Natural:
El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera del planeta tierra , con el 78,1% de su volumen. Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. Además forma parte del 3% de la composición elemental del cuerpo humano y aparece en los restos de animales. Los científicos han detectado algunos compuestos del espacio exterior que contienen nitrógeno. Este elemento químico es un componente esencial de los ácidos nucleicos y de los aminoácidos. Cuando los compuestos de hidrógenos tienen iones de cianuro, forman sales que son tóxicas y pueden resultar mortales. Es inerte y actúa como agente diluyente del oxígeno en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante en la nutrición de las plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y lo transforman (por ejemplo, en nitratos) para poder ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. En forma de proteínas es un componente importante de las fibras animales. El nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO 3) y el nitrato de Chile (NaNO 3), dos importantes productos comerciales.
EL NITRÓGENO EN EL SUELO: El nitrógeno en el suelo se encuentra en forma orgánica e inorgánica, con 95% o más del nitrógeno total presente en forma orgánica. El nitrógeno inorgánico está disponible para ser tomado por las plantas, mientras que el orgánico debe ser primero mineralizado (convertido a N inorgánico) antes de que las plantas lo puedan utilizar. La cantidad de N orgánico que se mineralizará el primer año, es el N orgánico multiplicado por un factor de mineralización que oscila entre 0,25 y 0,35. Este es un proceso microbiano que toma tiempo, y estimaciones tanto del contenido de N orgánico como inorgánico, datos que son necesarios para determinar el efecto inmediato y residual de la aplicación de estiércol. Compuestos inorgánicos de nitrógeno Las formas inorgánicas de nitrógeno presentes en el suelo incluyen amonio (NH 4+), nitrito (NO2-), nitrato (NO3-), óxido nitroso (N 2O), óxido nítrico (NO) y nitrógeno elemental (N 2), el cual es inerte excepto para aquellos microorganismos fijadores de nitrógeno. Desde el punto de vista de fertilidad del suelo, NH 4+, NO2-, y NO3- son los más importantes y son producidos
9 a partir de la descomposición de la materia orgánica del suelo o de la adición de fertilizantes nitrogenados. Estas tres formas representan entre 2 y 5% del nitrógeno total.
EL NITRÓGENO EN LOS ALIMENTOS: El nitrógeno es un elemento químico que es utilizado para fabricar una variedad de anticuerpos en la anatomía humana. Por lo tanto, los Alimentos que son ricos en nitrógeno son recomendados para el consumo regular. Además de los beneficios que tiene para el sistema inmune, estos alimentos generalmente se transforman en hidratos de carbono en vez de grasas, lo que significa que son mejores para las personas que están tratando de mantenerse en forma para no poner más grasa en sus cuerpos. El nitrógeno se encuentra formando aminoácidos y proteínas, por lo tanto podemos encontrarlos en: carnes, lentejas, atún, pescados, frutas, verduras, cereales, legumbres en general, harinas etc. En las moléculas de hidratos de carbono: Alimentos con altos contenidos en carbohidratos son pastas, patatas, fibra, cereales y legumbres
Propiedades Físicas y Químicas: Nitrógeno
Símbolo químico
N
Número atómico
7
Grupo
15
Periodo
2
Aspecto
incoloro
Bloque
p
Densidad
1.2506 kg/m3
Masa atómica
14.0067 u
Radio medio
65 pm
Radio atómico
56
Radio covalente
75 pm
Radio de van der Waals
155 pm
Configuración electrónica
[He] 2s2 2p3
Electrones por capa
2, 5
Estados de oxidación
+-3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte)
Estructura cristalina
hexagonal
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Estado
gaseoso
Punto de fusión
63.14 K
Punto de ebullición
77.35 K
Calor de fusión
0.3604 kJ/mol
Temperatura crítica
126,19 K
Presión crítica
3.39 MPa Pa
Electronegatividad
3,04
Calor específico
1040 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
__ 106S/m
Conductividad térmica
0,02598 W/(K·m)
Propiedades químicas del nitrógeno. El calor de disociación de las moléculas de nitrógeno es de -171,14 Kcal por mol de N 2 (calor absorbido), siendo mayor que el de cualesquiera otras molécula diatónica. A 3500 ºC únicamente un 5% de las moléculas de nitrógeno están disociadas en átomos. En consecuencia, el nitrógeno es el elemento más inactivo, con excepción de los gases inertes. La estructura de su molécula, :N:::N:, con tres pares de electrones compartidos, explica la inercia química del nitrógeno. No obstante, cuando se calienta a elevada temperatura con ciertos metales se combina con ellos formando nitruros; de este modo se obtienen fácilmente, NLi 3, N2Ca3, N2Mg3 y NB; los nitruros de los metales activos son iónicos y contienen el ion nitruro N 3-. También reacciona con elementos no.metálicos, como oxígeno e hidrógeno, y con compuestos tales como el carburo cálcico, C2Ca (C2Ca + N2 <--> CN2Ca + C)
Obtención:
La obtención del nitrógeno se da a través de un proceso denominado destilación. Fenómeno natural, la destilación cuando pequeñas gotas de agua se condensan en los vidrios de las ventanas en días fríos. puede ser observada También la formación de lluvias constituye de cierta forma, un proceso natural de destilación. Se obtiene muy puro, mediante descomposición térmica (70 0C) del nitrito de amónico en solución acuosa y por descomposición de amoniaco (1000 0C) en presencia de níquel en polvo. a) a partir del aire. El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple eliminación del oxígeno. En el laboratorio, haciendo pasar el aire arriba de cobre calentado, éste se apodera del oxígeno para formar óxido cúprico sólido, CuO. Si se quema fósforo en una campana invertida sobre agua se forma fósforo pentaoxidado sólido, que se disuelve en el agua y deja un residuo que en su mayor parte es nitrógeno . Otro método de obtención consiste en hacer burbujear aire en una solución alcalina de pirogalol, que absorbe al oxígeno.
En la industria el nitrógeno se obtiene a partir del aire líquido.
11 b) a partir de sus compuestos. El nitrógeno puede prepararse por oxidación del amoníaco, por lo cual se hace pasar este gas sobre óxido de cobre calentado al rojo.
2NH3 + 3CuO
3H2O + N2 + 3Cu0
Un método más conveniente consiste en la descomposición del nitrito de amonio, NH4NO2. Este compuesto es inestable, y se descompone y se descompone fácilmente en agua y da nitrógeno. Cuando se calienta suavemente una disolución que contiene una mezcla de cloruro de amonio y nitrito de sodio, se desprende nitrógeno. NH4+ + NO2
2H2O + N2.
Aplicaciones:
El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro, insípido e inerte por lo general (no reactivo). Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el nitrógeno, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:
La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención de amoniaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico. Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la f abricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante. El nitrógeno se utiliza para conservar los alimentos envasados al detener la oxidación de los alimentos que hace que se estropeen. Las bombillas pueden contener nitrógeno como una alternativa más barata al argón. El gas nitrógeno se utiliza a menudo en la parte superior de los explosivos líquidos para evitar que se detonen. Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes. El nitrógeno se usa para producir muchas piezas eléctricas tales como transistores, diodos y circuitos integrados. Cuando se seca y se presuriza, el gas nitrógeno se usa como un gas dieléctrico para equipos de alta tensión. Se utiliza para la fabricación de acero inoxidable. Se utiliza para reducir el riesgo de incendio en los sistemas militares de combustible de la aeronave. El gas nitrógeno se utiliza para rellenar los neumáticos de los aviones y los automóviles (coches). Sin embargo, los vehículos comerciales suelen usar aire normal. Los tanques de nitrógeno están sustituyendo gradualmente a los tanques de dióxido de carbono como fuente de alimentación de pistolas de paintball.
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También puede utilizarse como una alternativa al dióxido de carbono en la presurización de cerveza. El gas nitrógeno que hace burbujas más pequeñas por lo que la cerveza es más suave. El nitrógeno líquido se utiliza para la conservación (llamado criopreservación, debido a la baja temperatura) de la sangre y otras muestras biológicas. También se utiliza para enfriar los detectores de rayos X y las unidades centrales de procesamiento en los ordenadores cuando están calientes . El nitrógeno es un componente de casi todas las drogas farmacológicas. El gas de la risa (óxido nitroso) se puede utilizar como un anestésico
Compuestos:
Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), los nitritos (NO2), los nitratos (NO3), los ácidos nítricos (HNO3), la hidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N 3H, también conocido como azida de hidrógeno o ácidos hidrazoico). El amoníaco líquido, anfótero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando iones amonio (NH4+), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH2) se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables. Con los halógenos forma: NF3, NF2Cl, NFCl2, NCl3, NBr 3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4, N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I. Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N 2O3) y el pentóxido de dinitrógeno (N 2O5), ambos muy inestables y explosivos.
Amoniaco (NH3) o gas de amonio es un compuesto químico de nitrógeno con la fórmula química NH 3. Es un gas incoloro con un característico olor repulsivo. El amoníaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de fertilizantes. El amoníaco directa o indirectamente, es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y es usado en diversos productos comerciales de limpieza. Pese a su gran uso, el amoníaco es cáustico y peligroso .
Propiedades físicas
Apariencia
Incoloro Olor penetrante y desagradable
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0.73 kg/m3; 0,00073 g/cm3
Densidad
Masa molar
17,03 g/mol
Punto de fusión
195,42 K (-78 °C)
Punto de ebullición
239,81 K (-33 °C)
773 K (500 °C)
Punto de descomposición
Temperatura crítica
405,5 K (132 °C)
Presión crítica
111,52 atm
Índice de refracción (nD)
1,355
Propiedades químicas
Acidez
9,24 pKa
Solubilidad en agua
89,9 g/100 ml (0 °C)
Momento dipolar
1,42 D
El amoníaco se obtiene por unión directa de los elementos, según el proceso HABER. N2 + 3H2
2NH3 + 21.880 calorías.
Esta reacción es reversible. De la ecuación termoquímica deducimos que el rendimiento del amoníaco disminuye al aumentar la temperatura (ley de Van't Hoff ). A bajas temperaturas, la reacción es demasiado lenta para poder utilizarse prácticamente. En presencia de un catalizador, por ejemplo, una mezcla especial preparada con hierro, molibdeno y algo de óxido de aluminio, la combinación se acelera mucho. Pero incluso con el uso de un catalizador no podría aprovecharse industrialmente la reacción si no si no interviniera en ella otro factor: la presión. En la ecuación química anterior se observa que la formación de amoníaco va acompañada de una disminución del volumen, esto es, que cuatro volúmenes de la mezcla de hidrógeno y nitrógeno se convierten en dos de
14 amoníaco. Por consiguiente, la reacción directa se ve favorecida por aumento de la presión(principio de Le Chatelier). Con el empleo de catalizadores, y regulando la temperatura y presión, es posible obtener rendimientos satisfactorios para la producción a gran escala.
Usos: Fertilizante Aproximadamente el 83 % del amoníaco en el 2004 se utilizaba como fertilizantes o sales, soluciones o anhídridos. Cuando se aplicaba en suelo, ayudaba a incrementar el rendimiento de los cultivos como el maíz y el trigo. El 30 % del nitrógeno agricultura usado en los Estados Unidos es en forma de anhídrido y en el mundo, 110 millones de toneladas se usan cada año.
Precursor de compuestos de nitrógeno El amoníaco es directa o indirectamente el precursor de la mayor parte de los compuestos que contienen nitrógeno. Virtualmente, todos los compuestos sintéticos de nitrógeno son derivados del amoníaco. Uno de los derivados más importantes el ácido nítrico. El material clave se genera gracias al proceso de Ostwald por oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino, con una temperatura entre 700 °C y 800 °C y 9 atmósferas. El óxido nítrico es un intermediario en esta reacción. NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O
El ácido nítrico es usado para la producción de fertilizantes, explosivos, etc.
Limpiador El amoníaco casero es una solución de NH 3 en agua (hidróxido de amoníaco) usado con el propósito de limpiar superficies. Uno de sus usos más comunes es limpiar cristal, porcelana y acero inoxidable. También se usa frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. El amoníaco casero tiene una concentración peso de 5 a 10 % de amoníaco.
Fermentación Soluciones de amoníaco de entre el 16 % y el 25 % se usan en fermentaciones industriales como fuente de nitrógeno para microorganismos y ajustar su pH durante la fermentación.
Agente antimicrobiano para alimentos En 1895, se sabía que el amoníaco era un antiséptico fuerte. Por esto se requiere 1.4 gramos por litro para preservar el caldo. En un estudio, amoníaco anhídrido destruyó 99.999 % de bacterias zoonóticas (Zoonosis) en tres tipos de alimento para animales. El anhídrido de amoníaco se usa actualmente para eliminar contaminación
15 microbiana La baba rosa está hecha de recortes de carne grasosos removiéndoles la grasa con calor y centrifugación, luego tratándolo con amoníaco para matar a las E. coli en niveles indetectables. Ha habido preocupaciones sobre la seguridad del proceso, así como las quejas de los consumidores sobre el sabor y su mal olor
Ácido Nítrico (HNO3) Es un líquido viscoso y corrosivo que puede ocasionar graves quemaduras en los seres vivos. Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio. Se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.
Propiedades físicas
Apariencia
Líquido fumante incoloro, amarillento o rojizo
Olor
Acre, sofocante
Densidad
1512,9 kg/m3; 1,5129 g/cm3
Masa molar
63,01 g/mol
Punto de fusión
231 K (-42 °C)
Punto de ebullición
356 K (83 °C)
Presión de vapor
6399,5 Pa (48 mmHg) (a 20ºC)
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Índice de refracción (nD)
1,397 (a 16,5ºC)
Propiedades químicas Acidez
-1,4 pKa
Solubilidad en agua
Completamente miscible
Momento dipolar
2,17 ± 0,02 D
Obtención a) a partir del nitrato de sodio. En gran escala y en el laboratorio se obtiene ácido nítrico a partir del ácido sulfúrico concentrado y nitrato de sodio. NaNO3 + H2SO4
NaHSO4 + HNO3
La reacción es reversible a temperaturas ordinarias, pero al calentar se desprende ácido nítrico en forma de vapor y el equilibrio se desplaza a la derecha. Los vapores se condensan en refrigerantes enfriados con agua, y el ácido se recoge en vasijas resistentes al mismo, por ejemplo, de vidrio o de gres. El ácido obtenido es de color amarillo por la presencia de óxidos de nitrógeno que se forman al descomponerse aquel. Al hacer pasar una corriente de aire por el destilado se eliminan los óxidos y se mantiene el producto incoloro.
b) a partir del amoníaco. Un método mucho más importante para la producción de ácido nítrico es la oxidación catalítica del amoníaco, realizada por Wilhelm Ostwald (18531932). Se mezcla amoníaco procedente del proceso Haber o del de la Cianamida, con unas diez veces su volumen de aire, calentado previamente a unos 600°C. La mezcla se pone en contacto con una malla de platino (catalizador). La reacción es exotérmica, y la temperatura asciende hasta unos 1000°C . 4NH3 + 5 O2
4NO + 6H2O + 215.000 calorías.
La mezcla permanece poco tiempo en contacto con el catalizador, aproximadamente 0,01 segundo, para evitar la oxidación del óxido nítrico. Luego se añade más aire, para bajar la temperatura de la mezcla y oxidar el óxido nítrico a dióxido de nitrógeno . 2NO + O2
2NO2 + 27.800 calorías.
17 El dióxido de nitrógeno reacciona con el agua para formar ácido nítrico y óxido nítrico. 3NO2 + 3H2
2H3+O + 2NO3- + NO
Aplicaciones El HNO3 es uno de los ácidos más 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. Es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación de los metales, también se usa para comprobar el oro y el platino. Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la industria de los colorantes. En la fabricación de abonos 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. Como agente nitrante en la fabricación de explosivos. 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. Con el Tolueno da lugar a la formación del TRINITROTOLUENO (T.N.T.) o Trotyl. Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina. Con la glicerina constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye lac. El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (aguafuerte) Se prepara con el ácido pícrico y Nitrato de Plata usado en la fotografía. Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor aplicación industrial.
Hidracina (N2H4) o hidrazina es un compuesto químico cuya fórmula química condensada es N2H4. Se trata de un líquido incoloro y oleoso, con un olor similar al del amoníaco y que libera vapores cuando está expuesto al aire. Quema con llama apenas visible. Comercialmente se suministra en disolución acuosa o como hidrato de hidrazina (H 2N−NH2 · H2O).
Propiedades físicas
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Apariencia
Incoloro
Densidad
1.010 kg/m3; 1,01 g/cm3
Masa molar
32,0 g/mol
Punto de fusión
274 K (1 °C)
Punto de ebullición
387 K (114 °C)
Propiedades químicas Acidez
8,10±0,01 pKa
Solubilidad enagua
Muy soluble
La hidracina se produce en el proceso de Olin Raschig de hipoclorito de sodio (el ingrediente activo en muchos blanqueadores) y amoniaco, un proceso que anunció en 1907. Este método se basa en la reacción de cloramina con amoníaco. NH2Cl + NH3 → H2N-NH2 + HCl Otra ruta de síntesis de hidracina implica la oxidación de urea con hipoclorito de sodio. (H2N)2C=O + NaOCl + 2 NaOH → N2H4 + H2O + NaCl + Na2CO3 La hidracina puede ser sintetizada a partir de amoníaco y peróxido de hidrógeno en el proceso de Pechiney-Ugine-Kuhlmann, de acuerdo con la siguiente fórmula: 2NH3 + H2O2 → H2N-NH2 + 2H2O En el ciclo de Atofina-PCUK, la hidracina se produce en varias etapas de acetona, amoníaco y peróxido de hidrógeno. Acetona y amoníaco reaccionan para dar primero la imina seguido de oxidación con peróxido de hidrógeno a la oxaziridina, un anillo de tres miembros que contiene carbono, oxígeno y nitrógeno, seguido por amonolisis a la hidrazona, un proceso que acopla dos átomos de nitrógeno. Esta hidrazona equivalente reacciona con uno más de acetona, y la resultante azina acetona se hidroliza para dar hidrazina, la regeneración de acetona. A diferencia del procedimiento de Raschig, este proceso no produce sal. El PCUK significa Produits Chimiques Ugine Kuhlmann, un fabricante de productos químicos francés. La hidracina también se puede producir a través de los denominados procesos de la ketazina y peróxido.
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Aplicaciones Las hidracinas son parte de muchas síntesis orgánicas, frecuentemente aquellas de importancia práctica en farmacéutica, tales como las medicaciones antituberculosis isoniazida, y el antifúngico fluconazol, así como en pigmentos textiles y en fotografía. Se conocen muchas hidracinas sustituidas, y algunas están presentes naturalmente. Algunos ejemplos son:
La monometilhidrazina , usado algunas veces como combustible de cohetes. La 1,1-dimetilhidrazina (Unsymmetrical DiMethylHydrazine , dimetilhidrazina asimétrica) y la 1,2-dimetilhidrazina (dimetilhidrazina simétrica). La UDMH es más fácil de fabricar que la dimetilhidrazina simétrica, y la UMDH es un combustible de cohetes bastante común. La giromitrina y agaritina son hidracinas encontradas en las especies de hongos comerciales Agaricus bisporus. La giromitrina es metabolizada en monometilhidrazina. La isoniazida, iproniazida, hidralazina, y fenelzina son fármacos cuyas moléculas contienen la funcionalidad hidrazina. La 2,4-dinitrofenilhidrazina (2,4-DNPH) es usada comúnmente para determinar la presencia de cetonas y aldehídos en química orgánica. La fenilhidrazina, C6H5NHNH2, la primera hidracina en ser descubierta .
Efectos sobre la salud:
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno, aunque hay una conexión entre todos. Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno. Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente debido a esto. Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más comunes:
Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito) Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato) Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato) Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las más común causa de cáncer. (nitratos y nitritos)
Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso
20 central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxidonítrico sintasa, es abundante en el cerebro. Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K. –E.Anderson del hospital universitario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.
Efectos en el medio ambiente:
Los humanos han cambiado radicalmente los suministros de nitratos y nitritos. La mayor causa de la adición de nitratos y nitritos es el uso intensivo de fertilizantes. Los procesos de combustión pueden también realzar los suministros de nitrato y nitrito, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que puede ser convertidos en nitratos y nitritos en el ambiente. Los nitratos y nitritos también consisten durante la producción química y son usado como agentes conservantes en las comidas. Esto causa las concentraciones de nitrógeno en el agua subterránea y aguas superficiales y en la comida crece en gran medida. La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos. Primeramente, puede cambiar la composición de especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los compuestos de nitrógeno. Segundo, la mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre la salud de los humanos así como en animales. La comida que es rica en compuestos de Nitrógeno puede causar una pérdida en el transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el ganado. La toma de altas concentraciones de Nitrógeno puede causar problemas en la glándula tiroidea y puede llevar a bajos almacenamientos de la Vitamina A. En los estómagos e intestinos de animales los nitratos pueden convertirse en nitrosaminas, un tipo de substancia peligrosamente cancerígena .
Reconocimiento experimental:
El nitrógeno, que luego de la fusión se encuentra como ión cianuro (CN -), es identificado de las siguientes reacciones. Fe+2(ac) + 6CN-(ac)
[Fe(CN)6]-4(ac)
4Fe+3(ac) + 3[Fe(CN)6]-4(ac)
Fe4[Fe(CN)6]3(ac)
Cuando la muestra orgánica contiene azufre, puede formarse el ión sulfocianuro, que con el ión férrico (Fe +3), da un producto de coloración roja debido al Fe(SCN) 3.
Ciclo del Nitrógeno:
Los seres vivos requieren átomos de nitrógeno para la síntesis de moléculas orgánicas esenciales como las proteínas, los ácidos nucleicos, el ADN, por lo tanto es otro elemento indispensable para el desarrollo de los seres vivos .
21 El aire de la atmósfera contiene un 78% de nitrógeno, por lo tanto la atmósfera es un reservorio de este compuesto. A pesar de su abundancia, pocos son los organismos capaces de absorberlo directamente para utilizarlo en sus procesos vitales. Por ejemplo las plantas para sintetizar proteínas necesitan el nitrógeno en su f orma fijada, es decir incorporado en compuestos. Fijación del Nitrógeno: tres procesos desempeñan un papel importante en la fijación del nitrógeno en la biosfera. Uno de estos es el relámpago. La energía contenida en un relámpago rompe las moléculas de nitrógeno y permite que se combine con el oxígeno del aire. Mediante un proceso industrial se fija el nitrógeno, en este proceso el hidrógeno y el nitrógeno reaccionan para formar amoniaco, NH 3. Dicho proceso es utilizado por ejemplo para la fabricación de fertilizantes. Las bacterias nitrificantes son capaces de fijar el nitrógeno atmosférico que utilizan las plantas para llevar a cabo sus funciones. También algunas algas verde-azules son capaces de fijar el nitrógeno atmosférico. Descomposición: los animales obtienen nitrógeno al ingerir vegetales, en forma de proteínas. En cada nivel trófico se libera al ambiente nitrógeno en forma de excreciones, que son utilizadas por los organismos descomponedores para realizar sus funciones vitales. Nitrificación: es la transformación del amoniaco a nitrito, y luego a nitrato. Esto ocurre por la intervención de bacterias del género nitrosomonas, que oxidan el NH 3 a NO2-. Los nitritos son oxidados a nitratos NO 3- mediante bacterias del género nitrobacteria. Desnitrificación: en este proceso los nitratos son reducidos a nitrógeno, el cual se incorpora nuevamente a la atmósfera, este proceso se produce por la acción catabólica de los organismos, estos viven en ambientes con escasez de oxígeno como sedimentos, suelos profundos, etc. Las bacterias utilizan los nitratos para sustituir al oxígeno como aceptor final de los electrones que se desprenden durante la respiración. De esta manera el ciclo se cierra.
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Conclusiones y recomendaciones: El nitrógeno o sus compuestos en exceso en el medio ambiente producido por el hombre producto como las drogas, explosivos, y los más usado los fertilizantes y una soluciona para ello usar fertilizantes orgánicos ya que permitirían a recuperar la materia orgánica del suelo y permiten la fijación de carbono en el suelo, para mejorar la capacidad de absorber agua. Todo el mundo está expuesto a pequeñas cantidades de óxidos de nitrógeno en el aire. La exposición a niveles más altos puede ocurrir cerca de cocinas de gas, al quemar madera o querosén o si usted fuma. La exposición a altos niveles de óxidos de nitrógeno puede dañar las vías respiratorias. El contacto con la piel o los ojos puede producir quemaduras Al tener muchos concentraciones de nitrito en el organismo puede causar una perdida en el transporte de la sangre lo cual nos produciría consecuencias severas al corazón. La toma alta de concentraciones de nitrato puede causar problemas en la glándula tiroidea que ocasiona un bajo almacenamiento de la vitamina A y como consecuencias mala visión,
23 cansancio, facilidad para contraer infecciones problemas de coordinación y del sistema nervioso. Y por último la importancia del ciclo del nitrógeno que se da en el ambiente para la recuperación del suelo por el exceso nitrato y nitrito que conlleva la actividad humana, es que gracias a este ciclo los componentes de nitrato y nitrito reaccionaran con los minerales de los suelos y producirá nitrógeno que saldrá al medio ambiente.
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