UNIVERSIDAD DE CARTAGENA Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Programa de química OBTENCION DE ACIDO NITRICO. Ballesteros, Dilan; Carmona, Emilio; Polo, Daniel; Rodríguez, Jhojanis. Profesor: Rafael Correa. RESUMEN. El ácido nítrico debido a que es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista industrial, por su utilización en la fabricación de abonos, colorantes, explosivos y demás. En esta práctica se buscó la obtención de este compuesto mediante una reacción de sustitución, con fin de identificar algunas de sus propiedades físico-químicas. Para ello se recolecto HNO3 mediante la reacción de nitrato de sodio (NaNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4); posteriormente de su recolección se sometió a algunas pruebas complementarias de reconocimiento y de reacción, permitiendo así su identificación y medición cualitativa de su actividad química. Palabras claves. Ácido nítrico, reactividad. Abstract. The nitric acid because it is one of the most important acids from the industrial viewpoint, for use in the manufacture of fertilizers, dyes, explosives, and other. In this practice the preparation of this compound was sought by a substitution reaction, in order to identify some of their physicochemical properties. This HNO3 was collected by reaction of sodium nitrate (NaNO3) and sulfuric acid (H2SO4); later his collection was subjected to additional tests of recognition and reaction, thus allowing qualitative identification and measurement of its chemical activity. Keywords. Nitric acid, reactivity.
INTRODUCCION. A partir del estudio previo de las propiedades físico-químicas del ácido nítrico, se dispuso a la obtención la reacción de nitrato de sodio (NaNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4) en calentamiento, produciéndose la formación del compuesto.
El ácido nítrico puro es un líquido incoloro que hierve a 84,1 °C y se congela a -41,6 °C. es un ácido fuerte que se disocia totalmente en disolución acuosa diluida. Se puede representar mediante dos estructuras resonantes como lo son: [3]
PROCEDIMIENTO. Se armo el montaje y se coloco 10g de nitrato de sodio en una retorta y se le adiciono 15mL de acido sulfúrico concentrado, luego se calentó suavemente y se recolecto el acido nítrico desprendido en un tubo de ensayo refrigerado. Seguidamente se procedió a realizar los respectivos ensayos. RESULTADOS Y ANALISIS. Partiendo inicialmente con la obtención del acido nítrico tenemos que la reacción global del proceso es: → La cual no es más que una reacción de doble sustitución. El acido nítrico obtenido no es totalmente limpio si no que se encuentra mezclado con óxidos de nitrógeno formados por la descomposición del mismo a causa de la luz o el calor por lo que se observa que el acido obtenido presentaba coloración amarillenta en vez de ser incoloro. Reconocimiento de ion nitrato. Esta prueba es conocida como la prueba del anillo marrón. Consiste en adicionar sulfato ferroso al acido nítrico preparado y luego añadir por las paredes 1mL de H2SO4 concentrado para que las dos soluciones no se mezclen completamente, la formación de un anillo marrón muy delgado en la interfase es la prueba de la presencia del ion nitrato, lo cual efectivamente se
observo en el ensayo experimental (figura 1); en la primera reacción el ion nitrato se reduce a oxido nítrico por la presencia del sulfato ferroso. El oxido nítrico entonces se combina con el exceso del ion ferroso para formar el complejo marrón [Fe(NO)]2+. Esta reacción solo ocurre en la interface entre la solución del H2SO4 y la solución desconocida por que allí es donde la acidez es mayor, es por ello que el color marrón aparece en toda la interface, si la solución se mezclara completamente el calor generado inmediatamente destruiría el complejo generado y no se observaría la formación del anillo. [1] Prueba
complementaria
En primera instancia al mesclar con el azufré el acido nítrico oxida al azufré a acido sulfúrico acuoso reduciéndose hasta dióxido de nitrógeno gaseoso. [2] en la figura 2 se aprecian estos resultados donde la parte rojiza corresponde a los gases de NO2. La reacción global es: →
Luego al adicionar cloruro de bario este reacciona con el ácido sulfúrico presente, formando el precipitado de sulfato de bario de color blanco que es lo que se observa en la figura3.
Esto se verifica mediante la reacción →
→ Prueba (
complementaria ) El
ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre metálico para dar nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno gaseoso y agua. Mediante la reacción. [2] →
Efectivamente en este ensayo se obtuvieron desprendimientos de gases y la formación de una solución azul (figura 4) donde el gas producido es el como producto principal, el cual es de contextura marrón-rojiza y con un olor bastante fuerte, y la coloración azul corresponde a la sal de nitrato de cobre. En principio de la prueba se observo que la solución se torno verde claro tomando luego la coloración azul y al tacto se sintió un desprendimiento de calor de la reacio.
Aunque el gas de color pardo obtenido seria el hay que ver que este en realidad es incoloro, por lo que se pensaría que la coloración observada pudo haberse debido a que el HNO3 preparado presentaba descomposición parcial en NOx por lo que tampoco era totalmente incoloro sino que amarillento. CONCLUSIÓN. El acido nítrico es agente oxidante fuerte el cual puede obtenerse fácilmente por una reacción de doble desplazamiento de una sal de nitrato de potasio o de sodio y el acido sulfúrico, es un acido fuerte ya que se disocia completamente en solución acuosa y suele descomponerse en presencia de luz y calor adoptando una coloración rojiza o amarillenta. CUESTIONARIO. 1. El es un líquido incoloro que se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el que se produce en la reacción. 2.
→
Prueba complementaria (Na2SO3, HNO3) Al añadir ácido nítrico al tubo de ensayo que contenía sulfito de sodio, de inmediato se noto que la reacción es de tipo exotérmica (desprendimiento de calor), liberando un gas de color pardo y un sobrenadante que corresponde al agua. La reacción asociada a este proceso viene dada de la siguiente ecuación.
3. su punto de ebullición es de donde a esa temperatura se acentúa su descomposición.
4. El ácido Nítrico es un líquido incoloro que se descompone lentamente por la acción de la luz. En el aire húmedo despide humos blancos, su punto de fusión es de – y su punto de ebullición es de pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5g/mL. El Ácido Nítrico es uno de los más fuertes desde el punto de vista iónico. Pero lo que lo caracteriza químicamente es su energía de acción oxidante. La misma se manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el Oro y el Platino, ciertas sales, sustancias orgánicas y en general sobre toda sustancia capaz de oxidarse. Así, una astilla de madera con un punto en ignición, al contacto con el Ácido Nítrico, sigue ardiendo con formación de y vapores rutilantes. Su acción oxidante se intensifica cuando tiene disuelto Peróxido de Nitrógeno que actúa como catalizador; por eso el ácido más energético es el Ácido Nítrico Rojo o fumante. Es un fuerte ácido, en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos. 5. El es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista industrial, debido a que es utilizado en la fabricación de abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y
grabado de metales. El ácido nítrico ocupa alrededor del decimocuarto lugar, en producción en masa, entre los productos químicos más fabricados en los Estados Unidos. BIBLIOGRAFÍA [1]http://www.ciens.ucv.ve:8080/genera dor/sites/martinezma/archivos/Aniones. pdf [2]Ronald J. Gillespie - Química, Volumen 2. Editorial reverte. S.A. [3]. Química, Volumen 2 Escrito por Ronald J. Gillespie.
