DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUÍMICA Y BIOQUÍMICA
Trabajo Unidad 3
Primer Semestre “B”
Morelia, 3 de Diciembre de 2013
Reacciones de importancia industrial Síntesis de amoniaco N2 (g) + 3H2(g)
2NH3(g)
En el año 1918, el químico alemán Fritz Haber (1868-1934) obtuvo el Premio Nobel de Química por sus investigaciones sobre la termodinámica de las reacciones gaseosas; estas investigaciones derivaron, en 1913, en el proceso de producción de amoniaco a escala industrial, que aún hoy se utiliza, y que lleva su nombre: proceso Haber. El proceso de Haber, consiste en hacer reaccionar nitrógeno e hidrógeno gaseosos, para formar amoníaco. En los primeros años del sigo veintes, la obtención de amoníaco era de manera natural, a partir de las reservas de guano en Chile, que no bastaban para satisfacer la demanda. En el proceso Haber se obtiene nitrógeno gaseoso, N 2, por licuefacción parcial del aire o haciéndolo pasar a través de coque al rojo. El nitrógeno así obtenido se mezcla con hidrógeno puro, conduciendo la mezcla a lo largo de unos tubos convertidores rellenos de una masa catalítica porosa, que generalmente está compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de potasio y aluminio. Esta reacción es exotérmica, es decir, se libera calor en el proceso. Para acelerarla se eleva la temperatura a 500°C y la presión a 500 atmósferas, con lo que aumenta la velocidad de reacción pero disminuye su rendimiento. Los gases sobrantes se vuelven a procesar para tener un rendimiento superior al 98%. Actualmente la mayoría del amoníaco producido a nivel industrial utiliza este proceso. El amoníaco producido se utiliza mayormente en la síntesis de fertilizantes, llegando a producirse más de 100 millones de toneladas de fertilizante al año. Síntesis del ácido sulfúrico S + O2
SO2
SO2 + ½ O2
SO3
SO3 + H2O
H2SO4
El ácido sulfúrico es, a temperatura normal, un líquido incoloro, inodoro, considerablemente denso, y de una apreciable viscosidad. Su fusión tiene lugar a
10,37ºC, mientras que su punto de ebullición se encuentra en los 317ºC, y a los 300ºC comienza a tener lugar la descomposición del ácido en H2O y SO3.
El azufre para la planta se recibe en forma sólida. El azufre se funde y clarifica antes de transferirlo a una fosa de almacenamiento de azufre limpio. Luego se bombea a un quemador de azufre donde se quema con aire suministrado por un soplador para formar Dióxido de Azufre. Antes de entrar al quemador, el aire pasa por la torre de secado, donde se lava con ácido para retirarle el vapor de agua que contiene. La humedad del aire, si no se elimina, causará problemas en el proceso. El SO2 que se encuentra en el gas se combina con parte del Oxígeno remanente para formar Anhídrido Sulfúrico (SO3). Para este paso, el gas debe estar a una temperatura menor que la de salida del quemador de azufre. Es necesario, por lo tanto, enfriar el gas de salida del quemador de azufre. El enfriamiento se consigue mediante una caldera de recuperación que contiene agua; el gas (SO2) caliente, que sale de la caldera de recuperación, pasa a través del filtro de gas caliente para extraerle el polvo que puede contener. Este se convierte en (SO3) en el convertidor, el cual contiene cuatro capas de catalizador que hace que la reacción química se produzca a velocidad mucho mayor que si no se utilizara el catalizador, éste no se afecta ni se agota. La reacción es exotérmica y reversible. El gas SO3 producido en el convertidor, aunque adecuadamente enfriado, no se combinará directamente con agua, sino que debe combinarse indirectamente mediante absorción en Ácido Sulfúrico de 98-99%. En estas condiciones el SO3 se une fácilmente con el agua contenida en el Ácido. Esta operación se lleva a cabo en las torres de absorción donde se efectúa la absorción del SO3 en dos etapas, la primera antes que la conversión a SO3 se haya completado, denominado interabsorción. El SO3 absorbido en la torre intermedia sigue hacia adelante y el restante es absorbido en la torre de absorción final (segunda etapa). El ácido sulfúrico se utiliza para producir ácido nítrico y clorhídrico, abonos, fertilizantes, derivados de superfosfatos de calcio, colorantes, como electrolito, desatascador de tuberías, blanqueador y purificador en la refinación de petróleo. Producción de Fenol por hidroperóxido de cumeno Fenol es el nombre específico del monohidroxibenceno, C6H5OH, y el nombre genérico de cualquier compuesto que contiene uno o varios hidroxilos (OH) unidos a un anillo aromático.
El fenol se forma en la descomposición de muchos compuestos oxigenados. Se encuentra entre los productos de la descomposición natural de la proteínas y entre los productos de la descomposición térmica de la hulla, la madera y los esquistos bituminosos. Muchos aceites del cracking del petróleo contienen fenol, y en la producción de aceites por hidrogenación del la hulla se forma fenol en cantidad considerable. La descomposición de las cadenas laterales de un fenol sustituido (por ejemplo Cresol, CH3C6H4OH) bajo la influencia del hidrógeno da fenol. La acción de la mayoría de las sustancias oxidantes sobre el benceno puede dirigirse para formar fenol. Algunos hidroperóxidos se descomponen casi cuantitativamente con formación del fenol y un compuesto de carbonilo. El hidroperóxido de cumeno da fenol y acetona.
Hoy casi todo el fenol producido se obtiene por descomposición térmica de sustancias orgánicas más complejas o por hidroxilación del benceno. El fenol se usa principalmente en la producción de resinas fenólicas y en la manufactura de nylon y otras fibras sintéticas. También se usa en productos químicos para matar bacterias y hongos en cieno, como desinfectante y antiséptico y en preparaciones tales como enjuagues dentales y pastillas para el dolor de garganta. Producción del ácido nítrico Para obtener el ácido nítrico puro (concentración del 100%), se usa la reacción entre el nitrato sódico y el ácido sulfúrico concentrado en caliente. Es decir: NaNO3 + H2SO4
NaHSO4 + HNO3
Aunque se trata de una reacción reversible el ácido nítrico producido se halla en forma gaseosa, por lo que, al desprenderse, el equilibrio se va desplazando a la derecha por el principio de Le Chatelier. Estos vapores desprendidos de ácido nítrico son posteriormente condensados, por lo que tenemos un ácido nítrico líquido y totalmente puro.
También es común sintetizarlo en concentraciones inferiores, generalmente entre el 50 y el 70%, con método de Ostwald, un proceso industrial que consiste en la oxidación catalítica del amoníaco a monóxido de nitrógeno (se usa como catalizador platino con un pequeño porcentaje de paladio o rodio), con una posterior oxidación del mismo a dióxido de nitrógeno para, finalmente, reaccionar con agua, produciendo ácido nítrico. Las tres reacciones especificadas son: 2NH3 + 5O2 2NO + O 2 3NO2 + H2O
4NO + 6H2O
Catalizada por platino a 800ºC
2NO2 2HNO3 + NO
El NO producido en la última reacción se recicla, volviendo a la cámara de reacción para producir NO2 a partir de la segunda reacción. El ácido nítrico se usa en la manufactura de nitratos orgánicos e inorgánicos, como intermediario en materiales colorantes, en la elaboración de medicamentos para veterinaria, en joyería, en la industria del fotograbado y en la industria de los explosivos. .Su principal aplicación es la industria de los fertilizantes donde se consume en alrededor de un 75% del total producido. El ácido Nítrico en intervalos de concentraciones de 55% a 60% se usa aquí como materia prima en la producción de fertilizantes nitrogenados. Producción de Hidróxido de Sodio La sosa cáustica es un sólido cristalino, blanco y sin olor que absorbe rápidamente el dióxido de carbono y la humedad del aire. Es una sustancia muy corrosiva. Cuando se disuelve en agua o cuando se neutraliza con algún ácido libera gran cantidad de calor, el cual puede ser suficiente para hacer que material combustible en contacto con el hidróxido haga ignición.
De forma general, el hidróxido de sodio se produce por electrólisis de soluciones acuosas de cloruro de sodio o por la reacción de carbonato de sodio con hidróxido de calcio. La forma más común de producción de hidróxido de sodio es como solución al 50% por electrólisis de cloruro de sodio. En esta reacción se genera hidróxido de sodio, cloro e hidrógeno de acuerdo con la siguiente ecuación: 2NaCl + 2H 2O
2NaOH + Cl2 + H2
Normalmente las aplicaciones del hidróxido de sodio requieren de soluciones diluidas. Se usa en la manufactura de jabones y detergentes, papel, explosivos pigmentos y productos del petróleo y en la industria química en general. Se usa también en el procesamiento de fibras de algodón, en electroplateado, en limpieza de metales, recubrimientos óxidos, extracción electrolítica y como agente de ajuste de pH. Se presenta también en forma comercial en limpiadores para estufas y drenajes. En la industria de alimentos tiene importancia en los procesos de pelado químico. Obtención de Ozono 3O2
2O2 + 2O
2O3
El ozono es el estado del oxígeno en el que cada molécula se compone de tres átomos del mismo (O 3). A temperatura y presión ambientales el ozono es un gas de olor acre e incoloro, que en grandes concentraciones puede volverse azulado. Existen dos formas de obtener ozono en la industria. El método más generalizado consiste en hacer pasar aire a través de unos tubos de vidrio con superficies metalizadas dispuestos de forma concéntrica (ozonizadores) entre los que se hace saltar una descarga de alta diferencia de potencial (unos 15 kV) y alta frecuencia (50 Hz) que actúa sobre las moléculas de dioxígeno (O 2) provocando la formación del ozono. Posteriormente se puede separar el ozono por destilación fraccionada. De esta forma se obtiene ozono mezclado con el aire en concentraciones de aproximadamente un 2 %. Otra forma de obtención, en concentraciones menores, consiste en irradiar aire con luz ultravioleta. También se obtiene ozono como subproducto de la destilación del agua.
Reacciones de importancia ambiental Lluvia ácida La lluvia ácida es una forma de contaminación ácida, que hace referencia a la caída (deposición) de ácidos presentes en la atmósfera a través de la lluvia, niebla y nieve (también conocida como deposición húmeda).
Los principales precursores de los ácidos, son los óxidos de azufre (SOx) y los óxidos de nitrógeno (NOx), que son emitidos por las termoeléctricas, los motores de combustión interna de coches y aviones y algunas otras industrias, como
producto de la combustión de combustibles que contienen pequeños porcentajes de azufre (S) y nitrógeno (N), como el carbón, gas natural, gas oil, petróleo, etc.
Los ácidos, principalmente ácido sulfúrico y ácido nítrico, se disuelven en las gotas de agua que forman las nubes y en las propias gotas de agua de lluvia, depositándose en el suelo. Ambos ácidos se originan en la atmósfera al reaccionar el trióxido de azufre (SO3) y el dióxido de nitrógeno (NO2) con agua, oxígeno y otras sustancias químicas presentes. En presencia de luz solar aumenta la velocidad de la mayoría de estas reacciones. Los efectos ocasionados por el agua ácida dependerán de diversos factores, como el grado de acidez del agua, la composición química del suelo y su capacidad de "amortiguación" (buffering), así como de las características de los organismos vivos afectados. La deposición ácida contribuye a la reducción del pH en ecosistemas terrestres y acuáticos y permite la movilización de metales tóxicos, especialmente del aluminio. Esto ocasiona una variedad de efectos, como son daños a bosques y suelos, peces y otros seres vivos, materiales de construcción y a la salud humana. Asimismo, la lluvia ácida actúa reduciendo la visibilidad. Efecto invernadero (reacción de combustión)
La atmósfera tiene un pequeña proporción de CO 2 (0.03%) pero tiene unas propiedades muy beneficiosas para la vida. Puesto que absorbe parte de la radiación emitida por la Tierra evitando que se enfríe. Este gas es el responsable de que la temperatura media de nuestro planeta se mantenga constante en unos 15ºC en lugar de los -18ºC que tendríamos sin su presencia. Es el llamado efecto invernadero que, lejos de ser un problema, es una gran ayuda para la vida.
Sin embargo, se está produciendo un incremento espectacular del contenido en anhídrido carbónico en la atmósfera a causa de la quema indiscriminada de combustibles fósiles, como el carbón y la gasolina, y de la destrucción de los bosques tropicales. Así, desde el comienzo de la Revolución Industrial, el contenido en anhídrido carbónico de la atmósfera se ha incrementado aproximadamente en un 20 %. La consecuencia previsible de esto es el aumento de la temperatura media de la superficie de la Tierra, con un cambio global del clima que afectará tanto a las plantas verdes como a los animales. Las previsiones más catastrofistas aseguran que incluso se producirá una fusión parcial del hielo que cubre permanentemente los Polos, con lo que muchas zonas costeras podrían quedar sumergidas bajo las aguas. Síntesis de urea La urea es una sustancia nitrogenada, función química diamina del ácido carbónico. Sustancia sólida, cristalina, y soluble, cuya fórmula es : CO(NH 2)2. Es el producto final del catabolismo de las proteínas y componentes principales, la orina del hombre y los animales superiores, se forma en el hígado y es excretada por los riñones.
Se obtiene en un laboratorio a partir de amoniaco y dióxido de carbono; fue la primera sustancia orgánica que se pudo obtener en un laboratorio. La síntesis de urea a nivel industrial se realiza a partir de amoníaco (NH 3) líquido y anhídrido carbónico (CO2) gaseoso. La reacción se verifica en 2 pasos. En el primer paso, los reactivos mencionados forman un producto intermedio llamado carbamato de amonio y, en la segunda etapa, el carbamato se deshidrata para formar urea.
La urea es un compuesto químico de origen natural (aunque también existe la urea sintética), que se inyecta a los gases resultantes de la combustión. Los óxidos nitrosos contaminantes reaccionan con la urea y son transformados en
dióxido de nitrógeno (NO2), un gas fácilmente reducible en el catalizador del vehículo. De este modo se consiguen reducir las emisiones contaminantes de un vehículo, con un depósito que se conecta a los tubos que transportan los gases de escape, donde se produce la reducción catalítica selectiva. Además de reducir las emisiones, la urea representa una disminución del consumo de carburante de entre el 5% y el 7 %.
Referencias CAMACHO, Iván, “Ecología y medio ambiente”, México: Editorial ST, 2011. MORRISON, R.T. y BOYD, R.N., “Química Orgánica”, 5ª. Edición, México: Ed. Addison Wesley Longman de México, S.A. de C.V., 1998. http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/proceso-de-haber http://www.quimitube.com/produccion-industrial-amoniaco-sintesis-de-haber-principiole-chatelier/ http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/las_reacciones_quimi cas/reacciones/reaccionesaula.pdf http://asesorias.cuautitlan2.unam.mx/organica/directorio/jaime/Fen.pdf http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts115.pdf http://www.quimitube.com/fabricacion-industrial-acido-nitrico/ http://.minambiente.gov.codocumentosguia1.d http://www.tecnozono.com/ozono.htmhttp://www.inecc.gob.mx/calaire-informacionbasica/554-calaire-lluvia-acida http://www.inecc.gob.mx/calaire-informacion-basica/554-calaire-lluvia-acida http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/las_reacciones_quimi cas/reacciones/reaccionesaula.pdf http://www.textoscientificos.com/quimica/urea/produccion
