TEMA 56

Vista previa del material en texto

www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
1/23
TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
-------------------------------------------------------------------------------
TEMA 56
ÁCIDOS INORGÁNICOS DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL. OBTENCIÓN,
ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y APLICACIONES. NORMAS DE SEGURIDAD
EN EL USO Y TRANSPORTE DE ÁCIDOS.
Esquema
1. Introducción.
2. Ácido sulfúrico.
2.1. Historia.
2.2. Obtención industrial.
2.2.1. Método de las cámaras de plomo
2.2.2. Método de contacto.
2.3. Propiedades físicas.
2.4. Propiedades químicas.
2.5. Reacciones del ácido sulfúrico.
2.5.1. Ácido sulfúrico como ácido.
2.5.2. Ácido sulfúrico como oxidante.
2.5.3. Ácido sulfúrico como deshidratante.
2.6. Aplicaciones.
3. Ácido nítrico.
3.1. Historia y estado natural
3.2. Obtención industrial.
3.2.1. A partir del nitrato sódico.
3.2.2. A partir del amoniaco.
3.2.3. Proceso del arco eléctrico.
3.3. Reacciones del ácido nítrico.
3.3.1. El ácido nítrico como ácido.
3.3.2. El ácido nítrico como oxidante.
3.3.3. El ácido nítrico como nitrante.
3.4. Propiedades físicas y químicas.
3.5. Aplicaciones.
4. Ácido fosfórico.
4.1. Propiedades físicas y químicas.
4.2. Sales del ácido fosfórico.
4.3. Ácidos fosfóricos condensados.
4.4. Obtención.
4.5. Aplicaciones.
5. Cloruro de Hidrógeno. Ácido clorhídrico.
5.1. Obtención.
5.2. Propiedades físicas y químicas.
5.3. Aplicaciones del Ácido clorhídrico.
6. Bromuro de Hidrógeno.
6.1. Obtención y propiedades.
7. Ioduro de Hidrógeno.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
2/23
7.1. Obtención y propiedades.
8. Normas de seguridad en la manipulación de ácidos.
8.1. Riesgos toxicológicos.
8.2. Normas preventivas y primeros auxilios.
8.3. Almacenamiento y transporte.
8.3.1. Ácido sulfúrico.
8.3.2. Ácido clorhídrico.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
3/23
TEMA 56
ÁCIDOS INORGÁNICOS DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL. OBTENCIÓN,
ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y APLICACIONES. NORMAS DE SEGURIDAD
EN EL USO Y TRANSPORTE DE ÁCIDOS.
1. INTRODUCCIÓN
Los principales ácidos inorgánicos de importancia industrial son, el ácido sulfúri-
co, el ácido nítrico, el ácido fosfórico y los ácidos hidrácidos de los halógenos, el
clorhídrico, el bromhídrico y el iodhídrico. Algunos de ellos son conocidos desde la más
remota antigüedad y han sido sustancias familiares a los antiguos alquimistas. Han de-
sempeñado un importante papel en las actividades preindustriales e industriales.
Desde la época de la revolución industrial hasta nuestros días, estos ácidos inor-
gánicos han ido acrecentando su papel de materia básica y fundamental en las transfo r-
maciones que se desarrollan en la industria química, metalúrgica, farmacéutica, textil,
etc. y la producción de estos ácidos, especialmente el ácido sulfúrico ha representado un
índice del desarrollo industrial de un país.
Dada la importancia industrial de estos ácidos realizaremos a continuación un es-
tudio de sus características y propiedades, así como sus métodos de obtención y aplica-
ciones más importantes, especialmente sus usos a nivel tecnológico e industrial.
2. ÁCIDO SULFÚRICO
2.1. Historia.
Los primitivos alquimistas conocían el ácido sulfúrico. Se preparaba calentando
sulfatos naturales a elevadas temperaturas y disolviendo en agua el trióxido de azufre
así formado. En el S.XV, Basilio Valentín, lo obtuvo destilando sulfato ferroso con are-
na. El nombre vulgar de sulfato ferroso, el SO4Fe.7H2O, era vitriolo de hierro y el pro-
ducto oleaginoso que de él se obtenía, se llamó aceite de vitriolo, nombre que todavía se
usa hoy día en algunas aplicaciones.
2.2. Obtención industrial
2.2.1. Método de las cámaras de plomo.
El método de las cámaras de plomo, se introdujo en Inglaterra en el año 1736 y
fue el primer método químico implantado en gran escala. Sin embargo, el ácido sulfúri-
co que actualmente se obtiene por éste procedimiento (el 5%, aproximadamente), pro-
cede de instalaciones anteriores, ya que desde hace unos años, se está abandonando éste
método en favor del llamado "método de contacto", no habiéndose montado ninguna
nueva instalación de cámaras de plomo.
En el método de las cámaras de plomo, el dióxido de azufre, se obtiene quemando
piritas (FeS2) o azufre en hornos adecuados y juntamente con la cantidad precisada de
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
4/23
aire entra en la torre de Glover, llena de ladrillos o tejas resistentes al ácido. En esta
torre, los gases calientes (a unos 400°C), procedentes de los hornos de piritas, se ponen
en contacto con la nitrosa (ácido sulfúrico concentrado conteniendo disueltos óxidos de
nitrógeno en forma de ácido nitrosilsulfúrico, SO2(OH) (ONO) procedente de la base de
la torre de Gay-Lussac), la cual, mezclada con ácido sulfúrico diluido de las cámaras
cae en lluvia fina de lo alto de la torre de Glover.
FIG. l. Método de obtención de ácido sulfúrico (cámaras de plomo).
Parece ser que los procesos que tienen lugar, son los siguientes:
1. El agua del ácido diluido descompone el ácido nitrosilsulfúrico, dejando en li-
bertad los óxidos de nitrógeno:
2SO2(OH)(ONO) + H2O ←→ 2H2SO4 + N2O3
2. El ácido diluido, se concentra por la evaporación de agua producida por la ele-
vada temperatura de los gases.
3. El dióxido de azufre, los óxidos de nitrógeno, el aire y el vapor de agua, a unos
80º-90°C, pasan a las cámaras revestidas de plomo en el centro, donde a temperatura
elevada, reaccionan formando ácido nitrosilsulfúrico (sulfato ácido de nitrosilo):
2SO2 + N2O3 + O2 + H2O ←→ 2SO2(OH)(ONO)
el cual se hidroliza en las paredes, a menor temperatura por el exceso de agua añadida.
Si hay defecto de agua, este ácido se deposita como cristales blancos llamados "cristales
de cámara".
Los procesos de formación e hidrólisis del ácido nitrosilsulfúrico continúan en las
cámaras hasta que en la última está agotado el dióxido de azufre y quedan los óxidos de
nitrógeno con el nitrógeno libre del aire introducido. Estos gases pasan a la torre de
Gay-Lussac, revestida de plomo y llena también de ladrillos de material resistente a los
ácidos, de lo alto de la cual cae en lluvia fina ácido sulfúrico concentrado para disolver
los óxidos de nitrógeno y formar la nitrosa; el nitrógeno y una pequeñísima proporción
de óxidos de nitrógeno no absorbidos escapan por la chimenea.
También se pierden óxidos de nitrógeno por su reducción por el dióxido de azufre
a óxido nitroso 2SO2 + N2O3 + 2H2O ←→ 2H2SO4 + N2O
el cual no puede intervenir en la acción catalítica del NO y del NO2, representados por
la fórmula N2O3. Para compensar ésta pérdida se añade algo de ácido nítrico o una mez-
cla de nitrato sódico y ácido sulfúrico en el recipiente de nitro, N (fig.l). El calor de los
gases procedentes de los hornos vaporiza el ácido nítrico que al reaccionar con el dióxi-
do de azufre produce los gases catalizadores necesarios:
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
5/23
2HNO3 + 2SO2 + H2O ←→ 2H2SO4 + N2O3
En algunos casos, existe una instalación acoplada de oxidación catalítica del amo-
níaco que forma el óxido nítrico precisado.
Modernamente se ha supuesto que la acción catalítica por vía húmeda de forma-
ción del ácido sulfúrico se debe al ácido nitroso más bien que a los óxidos de nitrógeno.
Las reacciones que podrían tener lugar son las siguientes:
SO2 + H2O + HNO2 ←→ H2SO4 + NOH
NOH + O2 ←→ HNO2 + O
H2SO3 + O ←→ H2SO4
El ácido sulfúrico diluido que sale de la torre de Glover sobre un 70% en H2SO4
puro, se concentra por evaporación, una parte de él se impele mediante bombas a lo alto
de la torre de Gay-Lussac.
2.2.2. Método de contacto.Actualmente el 95% del ácido sulfúrico, se obtiene por medio del método de con-
tacto. Las fases esenciales en éste método son:
1. Producción del dióxido de azufre.
2. Purificación y desecación del dióxido de azufre.
3. Oxidación del dióxido a trióxido de azufre.
4. Combinación del trióxido de azufre con agua para formar ácido sulfúrico.
FIG.2. Obtención de ácido sulfúrico (método de contacto).
En la fig.2 se describe la instalación básica del método de contacto para la obten-
ción del ácido sulfúrico. La descripción del esquema es la siguiente: A es el quemador
para azufre o sulfuros; B es la cámara de polvo; C es el depurador lleno de fragmentos
de cuarzo sobre los que gotea agua; D es el desecador lleno de fragmentos de cuarzo
sobre los que gotea ácido sulfúrico concentrado; E es el purificador para la separación
de arsénico; F es el calentador; G es la cámara de contacto, donde el gas que llega ab-
sorbe el calor de la reacción; H es el aspirador, lleno de cuarzo desmenuzado, sobre el
que gotea ácido sulfúrico concentrado para absorber el SO3. El producto final se recoge
y se retira del fondo de la torre de absorción. La descripción del proceso industrial es
como sigue:
1. El dióxido de azufre se obtiene quemando azufre o tostando sulfuros, especia l-
mente piritas.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
6/23
2. El dióxido de azufre debe purificarse muy bien para eliminar todas las impure-
zas de trióxido de arsénico y otras substancias que envenenan el catalizador y disminu-
yen su eficacia. Para ello se hace pasar el gas por separadores de polvo, mecánicos o
electrostáticos (proceso Cottrell), se lava con agua y luego con ácido sulfúrico concen-
trado. Estas últimas operaciones se realizan en torres donde el gas se somete a la acción
en contracorriente de un chorro del líquido que fluye en sentido opuesto al del gas.
3. El dióxido de azufre se oxida introduciendo el gas purificado y mezclado con
aire en una cámara catalítica. Como catalizador se usa normalmente pentóxido de vana-
dio sobre sílice que actúa de portador, ya que aunque es menos eficaz que el platino, se
envenena con más dificultad que éste, lo que hace que sea realmente más efectivo.
4. Si el trióxido de azufre pasa a través de agua, se forma una niebla compuesta de
gotitas de ácido sulfúrico, que no es absorbida. Sin embargo, esta dificultad se resuelve
absorbiendo el gas en ácido sulfúrico concentrado, en el que se disuelve muy bien. La
disolución resultante se mantiene a una concentración de 97 a 99% regulando la entrada
de agua.
2.3. Propiedades físicas.
El ácido sulfúrico puro es un líquido incoloro, viscoso, de densidad 1'834 g/ml a
15°C y que hierve a unos, 290°C, descomponiéndose en SO3 y H2O. El ácido que nor-
malmente se utiliza en los laboratorios suele ser del 98% aproximadamente, esto es, de
una concentración 18 M.
Al ser muy exotérmica su reacción con el agua, hay que tener cuidado al diluirlo,
ya que por el calor desprendido, si se añade agua sobre sulfúrico concentrado, suele
hacer hervir bruscamente el agua, que en su ebullición arrastra gotas corrosivas del áci-
do, pudiendo producir quemaduras. Para evitar esto se añade lentamente el ácido sobre
el agua (y no al revés), agitando continuamente, con el fin de distribuir homogénea-
mente el calor que se genera en el proceso.
2.4. Propiedades químicas.
Calor de disolución. El ácido sulfúrico se mezcla con el agua en todas proporcio-
nes. Como anteriormente hemos comentado, la preparación de ácido sulfúrico diluido
debe efectuarse con cuidado, pues al mezclar el ácido puro con agua se desprende una
cantidad considerable de calor, que asciende a 23540 calorías cuando se disuelve un mol
de H2SO4 en un volumen enorme de agua. Por esta razón debe añadirse siempre el ácido
concentrado al agua en pequeñas porciones, agitando continuamente, para que toda el
agua y no una reducida parte de ella absorba el calor desarrollado; de no hacerlo así,
éste será suficiente para convertir el agua en vapor y esparcir el ácido concentrado y
caliente en todas direcciones.
Inestabilidad. Cuando se calienta, el ácido sulfúrico se disocia en trióxido de azu-
fre y agua: H2SO4 ←→ SO3 + H2O
La disociación se hace apreciable a 300°C; es de un 50% a 350°C y a 420°C es
casi total. Cuando se calienta súbitamente al rojo, como por ejemplo, al hacerlo gotear
sobre hierro al rojo se descompone completamente en agua, dióxido de azufre y oxíge-
no: 2H2SO4 ←→ 2SO2 + 2H2O + O2
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
7/23
Acción deshidratante. El ácido sulfúrico se combina enérgicamente con el agua,
dando una serie de hidratos, de los cuales el mejor conocido es el monohidrato, de fór-
mula H2SO4 H2O. Esta reacción con el agua es tan pronunciada que el ácido sulfúrico
no sólo elimina el agua de los materiales que la contienen, sino que con frecuencia eli-
mina también hidrógeno y oxígeno de los compuestos, sobre todo si contienen estos
elementos en igual proporción que están en el agua, como ocurre en los azúcares.
Esta acción deshidratante del ácido sulfúrico se aprovecha para desecar gases (que
no reaccionan con él), y para eliminar agua en muchas reacciones químicas, tal como en
la nitración, al fabricar colorantes y explosivos.
Acción oxidante. El ácido sulfúrico concentrado y caliente es un oxidante. Ejerce
tal acción sobre el cobre, el carbón, el azufre, el bromuro de hidrógeno y el ioduro de
hidrógeno.
Acción ácida. El ácido sulfúrico es un ácido diprótico. En disolución diluida expe-
rimenta una ionización primaria casi total; la ionización secundaria (K2=1’04.10−2), es
menos completa:
H2SO4 + H2O ←→ HSO4− + H3O+
HSO4− + H2O ←→ SO4= + H3O+
Debido al elevado punto de ebullición del ácido sulfúrico se utiliza este ácido para
desplazar de sus sales los ácidos que hierven a baja temperatura:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl ↑
NaNO3 + H2SO4 → KHSO4 + HNO3 ↑
2.5. Reacciones del Ácido Sulfúrico.
Los tres tipos de reacciones más comunes del ácido sulfúrico son aquéllas en que
actúa como ácido, como agente oxidante y como agente deshidratante.
2.5.1. Ácido sulfúrico como ácido.
Debido a que el ácido sulfúrico es un ácido diprótico, se ioniza en dos etapas, en
la forma: H2SO4 + H2O ←→ HSO4− + H3O+ K1=muy elevada
HSO4− + H2O ←→ SO4= + H3O+ K2=1’02.10-2
El primer paso de su ionización es prácticamente total, por lo que actuará como un
ácido fuerte, mientras que en su segunda ionización es un ácido de fuerza moderada. El
valor de K2 nos indica que en una disolución 1 M de ácido sulfúrico existirán 0'99 moles
de HSO4− por cada 0'01 mol de iones SO4=.
Como ácido, además de las típicas reacciones de los ácidos fuertes de neutralizar
los óxidos, hidróxidos o carbonatos metálicos, dando lugar a las correspondientes sales
(en este caso a los sulfatos), tiene una aplicación muy interesante basada en su poca
volatilidad. Al tener un punto de ebullición muy elevado, no sólo desplaza a los ácidos
débiles de sus correspondientes sales, sino incluso a ácidos tan fuertes como él, pero
menos volátiles. Así, no sólo se utiliza en la obtención de ácido carbónico o sulfhídrico,
a partir de carbonato sódico o de un sulfuro soluble, sino que se emplea también en la
obtención del ácido nítrico, ácido clorhídrico, etc.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
8/23
2.5.2. Ácido sulfúrico como oxidante.
Las propiedades de las disoluciones acuosas de un compuesto dado, dependen en
gran medida de su concentración. Por ejemplo, las disoluciones concentradas de ácido
sulfúrico tienen un gran poder deshidratante y actúan como un agente oxidante modera-
damente fuerte, propiedades que apenas presentan las disoluciones diluidas, a pesar de
la idea equivocada, que sueletenerse de que este ácido, independientemente de la con-
centración a que se encuentre, es un fuerte agente oxidante (su potencial normal de re-
ducción es sólo de 0'20 V). Sin embargo, aún concentrado es menos oxidante que el
ácido nítrico, no pudiendo atacar a metales muy inactivos (o nobles) como la plata. En
disoluciones diluidas el ácido sulfúrico se comporta únicamente como ácido, por lo que
sólo ataca a los metales activos situados por encima del hidrógeno en la serie electro-
motriz.
2.5.3. Ácido sulfúrico como deshidratante.
El ácido sulfúrico tiene una gran avidez por el agua lo que hace que sea un agente
deshidratante enérgico. El ácido sulfúrico no sólo absorbe el agua de las sustancias
químicas (de ahí que destruya los tejidos animales o vegetales que toca), sino que puede
llegar a extraer el oxígeno e hidrógeno de compuestos como los azúcares, de las fibras
textiles vegetales, formando agua y carbonizándolas.
La propiedad deshidratante del ácido sulfúrico se utiliza muchas veces para dese-
car gases y líquidos que no reaccionan químicamente con él.
2.6. Aplicaciones.
Las aplicaciones más importantes del ácido sulfúrico son:
a) Abonos. El ácido sulfúrico se emplea para producir sulfato amónico y superfos-
fatos, abonos inorgánicos de empleo generalizado en la agricultura.
b) Refinación del Petróleo. El ácido sulfúrico se utiliza para eliminar impurezas
de varios productos del petróleo, tales como gasolina, queroseno, disolventes, etc. De
otro modo, las impurezas colorean los productos, originan depósitos cerosos en los
combustibles líquidos y lubricantes, y olores desagradables en otros.
c) Fabricación de productos químicos. El ácido sulfúrico se usa para fabricar
otros ácidos, como el clorhídrico y el nítrico y sulfatos metálicos. También se utiliza en
la fabricación del carbonato sódico, ésteres, ácidos orgánicos y en multitud de productos
químicos tanto orgánicos como inorgánicos de importancia industrial.
d) Fabricación de colorantes y drogas. Se emplea el ácido sulfúrico para la ob-
tención de productos derivados del alquitrán de hulla, como colorantes, drogas y desin-
fectantes.
e) Decapado del acero. La superficie del acero se limpia de herrumbre sumer-
giéndolo en un baño de ácido sulfúrico, antes de recubrirlo de esmalte, estaño o cinc.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
9/23
f) Metalurgia. Ciertos metales se obtienen por electrólisis de disoluciones de sus
sulfatos. Otros se purifican por electrólisis, usando el metal impuro como ánodo y ácido
sulfúrico como electrólito, mientras el metal puro se deposita en el cátodo.
g) Pinturas y pigmentos. Muchos de los pigmentos usados en pintura son sulfatos.
h) Aplicaciones diversas. El ácido sulfúrico se emplea en la fabricación de tejidos,
plásticos, explosivos, acumuladores y otros productos.
3. ÁCIDO NÍTRICO
3.1. Historia y estado natural.
Los antiguos egipcios conocieron probablemente el ácido nítrico, Los alquimistas
del siglo VIII lo usaban para separar el oro de la plata, y lo llamaron aqua fortis. En
1650, Glauber lo obtuvo destilando una mezcla de nitrato potásico y ácido sulfúrico. En
1776, Lavoisier mostró que era un compuesto que contenía oxígeno. Cavendish en
1785, demostró que se forma haciendo saltar chispas eléctricas a través de nitrógeno y
oxígeno húmedos y Gay-Lussac, en 1816, determinó su composición como N2O5.H2O
que corresponde a 2 HNO3.
El ácido nítrico no existe libre en la naturaleza, excepto como indicios en el aire,
después de una tormenta. En cambio, sus sales están muy difundidas. El nitrato sódico,
NaNO3, se encuentra como nitro de Chile en la región desértica próxima a la frontera
peruana. El nitrato potásico, KNO3, se halla como nitro de Bengala, en la India, Irán y
otros piases del Oriente.
3.2. Obtención industrial.
Los métodos más importantes de preparación del ácido nítrico son:
a) A partir del nitrato sódico.
b) A partir del amoníaco.
c) Proceso del arco eléctrico.
3.2.1. A partir del Nitrato sódico.
Los métodos de obtención del ácido nítrico en el laboratorio se basan en una reac-
ción ácido-base de desplazamiento. El ácido nítrico se obtiene a partir de ácido sulfúrico
concentrado sobre el nitrato sódico:
H2SO4+ NaNO3 ←→ NaHSO4 + HNO3
la reacción es reversible a temperaturas ordinarias, pero al calentarse desprende ácido
nítrico en forma de vapor y el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Los vapores se
condensan en refrigerantes enfriados con agua, y el ácido se recoge en vasijas resisten-
tes a los ácidos, por ejemplo, de vidrio. El ácido obtenido es de calor amarillo, por la
presencia de óxidos de nitrógeno que se forman al descomponerse algo de ácido. Ha-
ciendo pasar una corriente de aire por el destilado se eliminan los óxidos y se obtiene un
producto incoloro.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
10/23
3.2.2. A partir del Amoniaco.
Es un método mucho más importante para la producción de ácido nítrico. Se basa
en la oxidación catalítica del amoníaco debida a Ostwald y desarrollado en la actualidad
en todo el mundo. El amoníaco se mezcla con unas diez veces su volumen de aire, pre-
calentado a unos 600°C. La mezcla se pone en contacto con una malla de platino, que es
el catalizador. La reacción es exotérmica y la temperatura asciende a unos 1000ºC.
4NH3 + 5O2 ←→ 4NO + 6H2O + 216'2 Kcal
El calor desprendido se aprovecha para producir vapor de agua, así como para
mantener la temperatura de la cámara de reacción.
La mezcla permanece poco tiempo en contacto con el catalizador, alrededor de
0'01 segundos, lo que impide la disociación del óxido nítrico. Luego se añade más aire
para disminuir la temperatura de la mezcla y oxidar el óxido nítrico a dióxido de nitró-
geno: 2NO + O2 ←→ 2NO2 + 27'12 Kcal
El dióxido reacciona con agua para formar primero ácido nítrico y ácido nitroso:
2NO2 + H2O ←→ HNO3 + HNO2
pero éste último se descompone seguidamente según la reacción:
2HNO2 ←→ NO2 + NO + H2O
Por lo que, el proceso global que tiene lugar, es:
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
El óxido nítrico vuelve a la cámara de reacción y se oxida de nuevo a dióxido de
nitrógeno. El ácido nítrico que se obtiene es de un 55-60% en HNO3 puro, que después
se concentra por destilación con ácido sulfúrico concentrado. El procedimiento se indica
en la fig.3.
FIG. 3 Esquema de conversión del amoniaco en ácido nítrico.
3.2.3. Proceso del arco eléctrico.
Este procedimiento ha quedado desplazado y hoy en día ya no se usa pero tiene
interés histórico porque fue el primer método de fijación del nitrógeno atmosférico en
gran escala y porque los principios en que se funda hacen posibles mejores procedi-
mientos de fabricación. El nitrógeno y el oxígeno no se combinan a temperaturas ordi-
narias, pero calentados a muy alta temperatura sus moléculas se disocian en átomos los
cuales son muy activos y entran en combinación química. El abandono de este proceso
obedece al elevado consumo de energía.
En el método del arco se hacía pasar aire a través de una descarga de arco eléctri-
co a unos 3000°C. Aunque se formaba aproximadamente un 15% de óxido nítrico, sólo
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
11/23
un 1% de él quedaba después de enfriar suficientemente la mezcla para convertirlo en
ácido nítrico tras oxidarlo a NO2.
3.3. Reacciones del ácido nítrico.
Los tres tipos de reacciones más comunes que presenta el ácido nítrico son aque-
llos en que actúa como ácido fuerte, como agente oxidante y como agente nitrante (in-
troducción de grupos nitro, −NO2, en moléculas orgánicas).
3.3.1. El ácido nítrico como ácido.
Como ácido es fácil ver su función. Sirva como ejemplo la obtención de los ni-
tratos. Estos se preparan mediante reacciones del ácido nítrico con hidróxidos u óxidos
metálicos,así como con los carbonatos u otras sales de ácidos débiles. Con los primeros
da lugar a una reacción ácido-base de neutralización. Con los segundos, a reacciones
ácido-base de desplazamiento. En el caso de los carbonatos, por ejemplo, desplaza al
ácido carbónico, porque es éste un ácido mucho más débil que el nítrico. No obstante,
hay que tener cuidado en el empleo del nítrico como ácido, ya que al poder actuar tam-
bién como agente oxidante, pueden producirse fundamentalmente procesos de tipo re-
dox. Por ello, cuando se quieren aprovechar únicamente sus características ácidas, se
emplean disoluciones diluidas, en las que se comporta como uno de los ácidos más
fuertes.
3.3.2. El ácido nítrico como oxidante.
Su papel como oxidante es más complejo. Esto se debe al gran número de estados
de oxidación en que puede presentarse el nitrógeno y por otro lado porque resulta com-
plicado el estudio a fondo de los posibles productos a obtener en un proceso redox, de-
bido a la gran cantidad de factores que pueden favorecer o no este tipo de reacciones.
En primer lugar, el poder oxidante del ácido nítrico reside en el ion nitrato, NO3−
y que por tanto, también los nitratos en disolución ácida son agentes oxidantes bastante
enérgicos.
En segundo lugar, el estado (o estados) de oxidación final del nitrógeno depende
fundamentalmente de tres factores:
-a) De la concentración del ácido.
-b) Del agente reductor a que se enfrente.
-c) De la temperatura a la cual se realice el proceso.
Aunque estos tres factores operan a un tiempo sobre una reacción dada, vamos a
estudiarlos uno a uno, para facilitar el análisis de estos procesos.
a) Influencia de la concentración del ácido. Si el ácido nítrico está concentrado, es
decir, si la concentración de iones hidronio, H3O+, es elevada, la semirreacción más
favorable de entre las posibles, es el paso a dióxido de nitrógeno, NO2. Si el ácido nítri-
co está diluido, el proceso más favorable es el paso a óxido nítrico, NO. Es decir, que
una vez fijada la temperatura, frente a un mismo agente reductor, el cobre, por ejemplo,
el ácido nítrico concentrado dará lugar a la reacción:
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
12/23
Cu + 4HNO3(conc) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
mientras que el ácido nítrico diluido producirá:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
b) Influencia del reductor. Si mantenemos constante la temperatura y la concen-
tración, tomando ácido nítrico diluido y haciéndolo reaccionar con dos agentes reducto-
res distintos, como son cobre y zinc, las reacciones son: 1ª. La reacción con cobre es
idéntica a la que hemos visto anteriormente y en ella se forma óxido nítrico, NO. 2ª. La
reacción con zinc, más electropositivo que el cobre, produce una reducción mayor, pu-
diendo formarse óxido nitroso, N2O; nitrógeno elemental, N2, o incluso iones amonio,
NH4+, si la disolución de ácido nítrico es muy diluida:
2NO3− + 10H+ + 4Zn → N2O ↑ + 4Zn+2 + 5H2O
2NO3− + 12H+ + 5Zn → N2 ↑ + 5Zn+2 + 6H2O
NO3− + 10H+ + 4Zn → NH4+ + 4Zn+2 + 3H2O
En la mayoría de las reacciones redox en las que interviene el ácido nítrico lo que
se forma es una mezcla de compuesto nitrogenados, si bien los productos que se indican
en las reacciones simplificadas son los que se obtienen en mayor proporción. Por ello,
dado que las reacciones redox son menos selectivas, en general, que los otros tipos de
reacción, suelen evitarse para obtener en el laboratorio un producto dado, siempre que
existan métodos alternativas.
3.3.3. El ácido nítrico como nitrante.
El ácido nítrico concentrado es capaz de nitrar a numerosos compuestos orgáni-
cos, introduciendo en ellos el grupo nitrato, NO3−, o el grupo nitro, −NO2. No obstante,
este tipo de reacciones ocurre con mucha más facilidad cuando en vez de ácido nítrico
sólo, se utiliza mezclado con ácido sulfúrico concentrado. Parece que este último no se
limita a actuar de deshidratante, esto es, a absorber el agua producida durante la reac-
ción, variando así la posición del equilibrio, sino que además modifica la ionización del
ácido nítrico. En presencia de H2SO4 el ácido nítrico, HNO3 se ioniza dando lugar a
iones OH− y NO2+, y hoy se postula que es este ion nitronio, NO2+, el responsable de la
nitración del benceno, por ejemplo.
3.4. Propiedades físicas y químicas.
Propiedades físicas. El ácido nítrico puro (100% de HNO3) es un líquido incoloro,
de densidad 1'5027 g/ml, que hierve a 83ºC, y se solidifica en forma de sólido blanco a
41'6ºC. Da humos en el aire húmedo, produciendo una nube de gotas diminutas de di-
solución de ácido nítrico. Se mezcla con agua en todas proporciones. Forma una mezcla
azeotrópica de punto de ebullición constante (121'9°C), con 68'4% de HNO3 y densidad
1'407 g/ml, que es el ácido nítrico concentrado del comercio. El ácido amarillo, que
contiene óxidos de nitrógeno, se llama ácido nítrico fumante.
Propiedades químicas. La molécula del ácido nítrico, es planar, con los átomos de
oxígeno en los vértices de un triángulo equilátero, aunque con el átomo de nitrógeno
algo más alejado del oxígeno que está unido al átomo de hidrógeno que de los otros dos,
y con una estructura en resonancia entre las configuraciones electrónicas que pueden
establecerse.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
13/23
El ácido puro, es algo inestable, y se descompone al calentarlo y por acción de la
luz: 4HNO3 → NO2 + 2H2O + O2
En disolución acuosa es estable y presenta las características de un ácido fuerte.
Reacciona con las sales de ácidos débiles, dando nitratos.
Aunque el ácido nítrico es un ácido muy fuerte, puede actuar también como base
al aceptar protones en presencia de un ácido aún más fuerte, tal como el perclórico y el
sulfúrico, formándose el ion nitronio, NO2+.
HNO3 + H2SO4 → NO2+ + HSO4− + H2O
El ácido experimenta la autoprotólisis:
2HNO3 ←→ NO3− + NO2+ + H2O
El ion nitronio es el responsable de la nitración de los compuestos orgánicos debi-
do a ser un reactivo fuertemente electrofílico.
El ácido nitroso, forma análogamente el ion nitrosonio, NO+, existente en los
compuestos de nitrosilo fácilmente hidrolizables:
HNO2 + H+ → NO+ + H2O
3.5. Aplicaciones.
Este ácido se usa mucho en las industrias químicas como oxidante muy activo y
como ácido fuerte. Se utiliza en la fabricación de colorantes, explosivos, materias plá s-
ticas, perfumes, drogas, fibras sintéticas, etc. Las sales del ácido nítrico, los nitratos son
importantes como fertilizantes.
El ácido nítrico, es sumamente corrosivo. En contacto con la piel, produce que-
maduras dolorosas. El ácido diluido, mancha las manos de amarillo, por su acción sobre
las proteínas, con las que forma ácido xantoproteico (amarillo). Con los compuestos
orgánicos, da origen a derivados como la nitrocelulosa y la nitroglicerina (ésteres) y a
nitrocompuestos como el nitrobenceno.
4. ÁCIDO FOSFÓRICO
4.1. Propiedades física y químicas.
El ácido ortofosfórico puro, H3PO4 es una sustancia cristalina, delicuescente, que
funde a 42°C. El ácido fosfórico comercial, es un líquido viscoso que se prepara disol-
viendo el pentóxido de fósforo en agua. El ácido fosfórico es un ácido débil, siendo su
primera constante de disociación 0'75.10−8. Es una sustancia estable, sin poder oxidante
efectivo.
4.2. Sales del ácido fosfórico.
El ácido ortofosfórico, forma tres series de sales según que 1, 2 ó 3 de sus átomos
de hidrógeno estén reemplazados por átomos metálicos. Generalmente, las sales se pre-
paran mezclando el ácido fosfórico y el hidróxido o carbonato metálico en la proporción
conveniente. El dihidrofosfato sódico, NaH2PO4 (también llamado fosfato sódico prima-
rio), es de reacción débilmente ácida. El fosfato ácido disódico, Na2HPO4 (fosfato sódi-
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema56
14/23
co secundario), es de reacción ligeramente básica. El fosfato trisódico, Na3PO4 (fosfato
sódico terciario), es fuertemente básico.
Los fosfatos son abonos valiosos. La roca fosfática en sí (fosfato tricálcico,
Ca3(PO4)2 e hidroxiapatito) es demasiado insoluble para que sirva de fuente efectiva de
fósforo para las plantas. En consecuencia, hay que convertirla en otra sustancia más
soluble, como es el dihidrofosfato cálcico, Ca(H2PO4)2. Esto puede hacerse tratándola
con ácido sulfúrico:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → 2CaSO4 + Ca(H2PO4)2
Las disoluciones acuosas de los fosfatos normales son fuertemente alcalinas
(pH≅12), debido a la hidrólisis de los iones PO4−3:
PO4−3 + H2O → HPO4−2 + OH− Kh=5'1.10−2
por lo que se usan mucho como disoluciones limpiadoras.
Los iones monohidrógeno-fosfato se comportan como bases débiles, según la reacción:
HPO4−2 + H2O → H2PO4− + OH− Kh=1'6.10−7
por lo que las disoluciones de sus sales presentan carácter débilmente básico (pH≅9).
Los fosfatos dihidrogenados, en cambio, dan lugar a disoluciones débilmente ácidas
(pH≅4), ya que frente al agua, los iones H2PO4− se comportan como ácidos débiles. Esto
es, es más importante su actuación como ácido que su reacción de hidrólisis:
H2PO4− + H2O → HPO4−2 + H3O+
Las mezclas de estos tipos de fosfatos se emplean mucho como disoluciones re-
guladoras (disoluciones tampón).
4.3. Ácidos fosfóricos condensados.
El ácido fosfórico, experimenta fácilmente el proceso de condensación, que con-
siste en la reacción de dos o más moléculas para formar otras mayores, ya sea sin origi-
nar otros productos (en cuyo caso la condensación también se llama polimerización), o
con la eliminación de moléculas pequeñas, como las de agua. La condensación de dos
moléculas de ácido fosfórico tiene lugar por reacción de dos grupos hidroxilo −OH, para
formar agua y dejar un átomo de oxígeno unido por enlaces sencillos a otros dos átomos
de fósforo.
Cuando se calienta el ácido ortofosfórico pierde agua y se condensa dando ácido
difosfórico o pirofosfórico, H4P2O7:
2H3PO4 ←→ H4P2O7 + H2O ↑
P O H
O
HO
OH
P OH
O
O
OH
H
 
P OH
O
O
OH
P
O
HO
OH
+ H2O
 Ácido fosfórico Ácido fosfórico Ácido pirofosfórico 
También pueden formarse ácidos fosfóricos más condensados como H5P2O10. Los
más importantes son aquéllos en que cada tetraedro fosfato está unido por átomos de
oxígeno a otros dos tetraedros. Estos ácidos tienen la composición (HPO3)x, siendo
x=3,4,5,6,… Se llaman ácidos metafosfóricos, y entre ellos se incluyen el tetrametafos-
fórico y el hexametafosfórico.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
15/23
El ácido metafosfórico, se obtiene calentando los ácidos ortofosfóricos. Es una
masa pegajosa y viscosa que contiene, además de moléculas en forma de anillo como
H4P4O12 cadenas largas, cuya composición se aproxima a (HPO3)∞. Son estas cadenas
largas, que también pueden condensarse para formar otras ramificadas, las que, al enma-
rañarse, hacen el ácido viscoso y pegajoso.
4.4. Obtención.
El ácido fosfórico se obtiene mediante una reacción ácido-base, tratando la sal
más abundante del fósforo, el fosfato cálcico con ácido sulfúrico:
Ca3(PO4)2 (s) + 3H2SO4 (aq) → 3CaSO4 (s) + 2H3PO4 (aq)
Por este método se obtiene una disolución de ácido fosfórico impuro (40% de pu-
reza), si bien puede concentrarse más por evaporación.
El ácido fosfórico puro se puede obtener también por oxidación del fósforo proce-
dente del horno eléctrico a P2O5 que por hidratación posterior da H3PO4.
Las correspondientes sales del ácido fosfórico, los fosfatos, se obtienen por neu-
tralización adecuada de los protones del ácido, y son de tres tipos. Así, por ejemplo, se
obtienen los siguientes ortofosfatos sódicos: NaH2PO4 (fosfato monosódico o dihidró-
geno fosfato de sodio), Na2HPO4, (fosfato disódico), Na3PO4, (fosfato trisódico).
4.5. Aplicaciones.
Las disoluciones acuosas de los fosfatos normales son fuertemente alcalinas
(pH≅12), debido ala hidrólisis de los iones PO4−3, por lo que se usan mucho como di-
soluciones limpiadoras, según hemos visto en la reacción anterior de hidrólisis de este
anión y su constate de hidrólisis. La mezcla formada por los fosfatos monosódicos, di-
sódico y trisódico se emplea mucho como disolución reguladora.
Los polifosfatos juegan un importante papel en la vida de las plantas y los seres
vivos, como fertilizantes, debido a la energía almacenada en sus enlaces P−O, energía
que puede ser liberada por hidrólisis.
5. CLORURO DE HIDRÓGENO. ÁCIDO CLORHÍDRICO
5.1. Obtención.
El cloruro de hidrógeno puede prepararse de diversos modos. Los dos métodos
más importantes y más usados son los siguientes:
a) Por combinación directa de hidrógeno y cloro. Cada vez es mayor la cantidad
de ácido clorhídrico que se prepara combinando directamente hidrógeno y cloro obteni-
dos como subproductos en la fabricación del hidróxido sódico por electrólisis de una
disolución de cloruro sódico. El cloro se quema en exceso de hidrógeno, o de gas natu-
ral, en mecheros especiales.
b) Por la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre el cloruro sódico. El mé-
todo usualmente empleado en el laboratorio para preparar cloruro de hidrógeno se basa
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
16/23
en la mencionada reacción:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl ↑
Se hace caer el ácido de un embudo de llave,
lentamente, gota a gota, sobre la sal, mientras el
matraz se calienta poco a poco. El cloruro de hi-
drógeno se desprende y puede recogerse por des-
plazamiento ascendente del aire, o puede disolve r-
se en agua. Como el cloruro de hidrógeno es in-
soluble en ácido sulfúrico concentrado y se separa
de la mezcla reaccionante, la reacción no puede
invertirse, y se hace prácticamente completa. Pero
si se disuelve el gas en una disolución saturada de
bisulfato sódico, se obtiene un precipitado de
NaCl, pues la sal común es muy poco soluble en
ácido clorhídrico concentrado. FIG. 4
El cloruro de hidrógeno se fabrica industrialmente tratando cloruro sódico con
ácido sulfúrico concentrado en grandes retortas de hierro colado. La reacción transcurre
en dos etapas: la primera se desarrolla a temperatura relativamente baja, y produce HCl
y NaHSO4 (bisulfato sódico). Una vez terminada la primera fase, la mezcla de NaCl y
NaHSO4 se lleva a otra retorta, donde se calienta al rojo, produciéndose la segunda
reacción: NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl ↑
Así se obtiene más cloruro de hidrógeno, y queda como residuo sulfato sódico. El
gas desprendido se disuelve en agua en una batería de receptores para preparar ácido
clorhídrico comercial (con densidad de 1'196 g/cc y 38'9% del compuesto).
Cualquier cloruro metálico soluble puede servir para obtener cloruro de hidrógeno
y puede utilizarse cualquier ácido siempre que sea menos volátil que el ácido clorhídri-
co. Pero si se quiere obtener puro, es necesario que el ácido que se emplee no reaccione
con el producto deseado. Por eso no sirven para este objeto el ácido nítrico ni otros áci-
dos oxidantes. Aunque el ácido fosfórico podría utilizarse, pero reacciona muy lenta-
mente con el cloruro sódico y, además, es más caro que el ácido sulfúrico.
5.2. Propiedades físicas y químicas.
Físicas. El cloruro de hidrógeno es un gas incoloro, de olor fuerte e irritante y de
sabor agrio. Puede licuarse a 10°C sometiéndolo a una presión de 40 atmósferas. El gas
es muy estable; a l500°C menos de 0'3% está disociado en sus elementos. En estado
gaseoso humea en el aire húmedo, por formar una niebla de gotitas de ácido clorhídrico.
Con el agua forma una mezcla azeotrópica o de punto de ebullición constante, con 20'2
% de HCl, la cual hierve a 108'6°C a la presión de una atmósfera.
Existe una relación sencilla entre la densidad de una disolución de ácido clorhídri-
co y sucontendido en HCl. Aproximadamente, el doble de la parte decimal de la dens i-
dad es el tanto por ciento en peso de HCl. Así por ejemplo, un ácido de densidad 1'15
g/cc, es prácticamente, de un 30% en peso de HCl.
Químicas. El HCl anhidro líquido no conduce la corriente eléctrica. No reacciona
con el zinc, pero basta añadir una pequeña cantidad de agua para iniciar la reacción,
desprendiéndose hidrógeno. Cuando se calienta cloruro de hidrógeno con los metales
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
17/23
más activos, hay reacción, produciéndose los cloruros de los metales e hidrógeno. Este
método de preparar cloruros es el que se emplea cuando no puede obtenerse anhidros a
partir de una disolución acuosa. Así, el cloruro ferroso anhidro, FeCl2 y el cloruro de
aluminio anhidro, AlCl3, pueden obtenerse calentando el metal en una corriente de clo-
ruro amónico (partículas sólidas). HCl + NH3 → NH4Cl 
La actividad del ácido clorhídrico en disolución se debe a la presencia del ion hi-
dronio, el cual se forma cuando el cloruro de hidrógeno covalente reacciona con el agua.
El ácido clorhídrico reacciona enérgicamente con los metales activos para dar los
cloruros respectivos e hidrógeno, y con óxidos e hidróxidos para formar los cloruros y
agua. En general, los cloruros de los metales son solubles en agua, excepto los de la
plata, AgCl, plomo, PbCl2, mercurioso, Hg2Cl2, cuproso, CuCl y talioso, TaCl.
5.3. Aplicaciones del Ácido clorhídrico.
El ácido clorhídrico sigue inmediatamente al ácido sulfúrico en importancia in-
dustrial. Se emplea como catalizador, para obtener glucosa y otros productos por hidró-
lisis del almidón; en las industrias de textiles, de colorantes y drogas; para preparar clo-
ruros de diversos metales; y baños de decapado para eliminar la escoria de óxido de las
chapas de hierro antes de estañar, galvanizar o esmaltar. Los fabricantes de cola se sir-
ven de él para extraer el producto de los tejidos animales (pieles, pezuñas y cartílagos).
6. BROMURO DE HIDRÓGENO
6.1. Obtención y propiedades.
Si se intenta preparar HBr tratando el bromuro potásico con ácido sulfúrico con-
centrado, método tan satisfactorio para obtener HCl, vemos que al principio se despren-
de un gas incoloro que da humos en el aire. Es el BrH:
KBr + H2SO4 → KHSO4 + HBr ↑
Pero poco después de iniciarse la reacción, el gas desprendido adquiere un tinte
rojizo. Su investigación nos muestra que contiene bromo libre y dióxido de azufre. Es
evidente que este método no sirve para preparar bromuro de hidrógeno puro.
El motivo por el cual esta reacción es tan diferente de la que pudiera esperarse, se
halla en la estabilidad de los iones bromuro y cloruro. El ion bromuro, como sabemos,
se oxida más fácilmente a bromo, con pérdida de un electrón por cada ion, por lo que
debe esperarse que los oxidantes pongan más fácilmente en libertad bromo de los bro-
muros que cloro de los cloruros. El ácido sulfúrico concentrado es un oxidante sufi-
cientemente activo para oxidar el bromuro de hidrógeno, pero no el cloruro de hidróge-
no. H2SO4 + 2HBr → SO2 ↑ + 2H2O + Br2 ↑
Sin embargo, si se diluye algo el ácido sulfúrico, la reacción con el KBr se verifi-
ca bastante bien.
Puesto que el ion ioduro se oxida aún con más facilidad que el ion bromuro, po-
demos anticipar que fracasará igualmente toda tentativa de obtener HI puro por acción
del ácido sulfúrico concentrado sobre un ioduro.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
18/23
Hay varios métodos de preparación del bromuro de hidrógeno:
a) Por la acción del ácido fosfórico sobre los bromuros. En lugar del ácido sulfú-
rico puede emplearse otro que no sea reducido por el HBr ni sea volátil en las condicio-
nes del experimento. El ácido fosfórico, H3PO4 reúne estas condiciones, pero la reac-
ción H3PO4 + NaBr → NaH2PO4 + HBr ↑
no resulta práctica por ser demasiado lenta.
b) Por hidrólisis del tribromuro de fósforo. Este método es más satisfactorio. Un
compuesto halogenado de un elemento no metálico reacciona con el agua para formar el
hidrácido del halógeno y el oxácido del elemento no metálico. La reacción prosigue
hasta verificarse totalmente, lo cual es característico de los elementos no metálicos (hi-
drólisis completa de sus compuestos halogenados):
PBr3 + 3H2O → 3HBr + H3PO3
La reacción de hidrólisis del tribromuro de fósforo con el agua es muy rápida.
Como la formación del tribromuro a partir de sus elementos es una reacción violenta,
debe tenerse sumo cuidado en su preparación.
c) Por combinación directa del hidrógeno y bromo. Este método de producción de
ácido bromhídrico está adquiriendo cada vez más importancia. Se hacen pasar burbujas
de hidrógeno gaseoso a través de bromo líquido (a unos 38°C), obteniéndose así una
mezcla gaseosa que contiene aproximadamente cantidades equimoleculares de hidróge-
no y bromo. La mezcla se conduce luego sobre un catalizador de platino u otro material
conveniente, calentado a 300°C, que provoca la combinación directa sin peligro de ex-
plosión.
Las propiedades físicas y químicas de este hidrácido y de sus disoluciones son si-
milares a las del cloruro de hidrógeno gaseoso y en disolución. Es menos estable al ca-
lor que el HCl puesto que comienza a disociarse en sus elementos a unos 800°C, lo que
se comprende teniendo en cuenta su menor calor de formación.
7. IODURO DE HIDRÓGENO
7.1. Obtención y propiedades.
El ácido iodhídrico no puede prepararse haciendo actuar ácido sulfúrico concen-
trado sobre un ioduro. Como en el caso del bromuro de hidrógeno el ioduro de hidróge-
no pasa por oxidación a iodo libre:
KI + H2SO4 → KHSO4 + HI ↑
 8HI + H2SO4 → H2S + 4I2 + 4H2O
Tampoco es del todo satisfactoria la combinación directa de hidrógeno y iodo,
porque la reacción no se verifica completamente a causa de la inestabilidad del HI.
El ioduro de hidrógeno se prepara más convenientemente por hidrólisis de triiodu-
ro de fósforo en un procedimiento similar al empleado para obtener bromuro de hidró-
geno. Se mezcla fósforo rojo y iodo y se pone en un matraz dejando caer agua de un
embudo de llave sobre la masa:
3I2 + 2P → 2PI3
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
19/23
 PI3 + 3H2O → 3HI + H3PO3
El ioduro de hidrógeno desprendido es un gas denso y puede recogerse por des-
plazamiento ascendente del aire, o por disolución en agua.
Pueden prepararse disoluciones acuosas de ácido iodhídrico reduciendo iodo con
ácido sulfhídrico o dióxido de azufre:
H2S + I2 → 2I− + 2H+ + S ↓
SO2 + I2 + 2H2O → 2I− + SO4= + 4H+
El ioduro de hidrógeno es un gas denso incoloro y de olor irritante. Humea en el
aire húmedo, formando una nube de gotitas de disolución de ácido iodhídrico, y es muy
soluble en agua. Entre los haluros de hidrógeno es el menos estable al calor pues co-
mienza a descomponerse a 180°C. Forma una disolución de punto de ebullición cons-
tante, con 57% de HI, que hierve a 127°C.
El cloro, el bromo y hasta el oxígeno atmosférico liberan iodo del ácido iodhídri-
co: Cl2 + 2I− → 2Cl− + I2
Br2 + 2I− → 2Br− + I2
 O2 + 4H+ + 4I− → 2H2O + I2
Las sales férricas y cúpricas liberan igualmente iodo de los ioduros, como se indi-
can en las reacciones siguientes:
2Fe+3 + 2I− → 2Fe+2 + I2
 2Cu+2 + 4I− → 2ICu2 + I2
El ácido iodhídrico suele emplearse como reductor, por la facilidad con que se
oxida el ion ioduro.
8. NORMAS DE SEGURIDAD EN LA MANIPULACIÓN DE ÁCIDOS
Todos estos ácidos inorgánicos son sustancias peligrosas en su manipulación, al-
macenamiento y transporte y debido a las múltiples actividades en que se utilizan, tanto
en el laboratorio, en el taller y en la industria, deben estar sometidos a un control riguro-
so de utilización y transporte así como un completo conocimientode los efectos que
pueden producir en caso de accidente y los primeros auxilios a poner en ejecución.
8.1. Riesgos toxicológicos.
El ácido sulfúrico es un producto muy corrosivo, sus vapores, humos o nieblas
causan irritación del tracto respiratorio, con erosión de los tegumentos e inflamación
crónica de la nariz, garganta y bronquios. Puede llegar a causar edema pulmonar, y en
los casos graves, las lesiones pueden ser fatales. Los vapores pueden causar necrosis
dentarias sobre todo en los incisivos. Los síntomas son: dolor de garganta, tos, respir a-
ción entrecortada y deficiencias respiratorias.
El ataque del ácido sulfúrico sobre la piel causa deshidratación en los tejidos, que
degeneran en quemaduras dolorosas, con formación de costras. Los síntomas pueden
tardar algunas horas en aparecer. La cicatrización de las quemaduras es de tipo hipertró-
fico y se produce enrojecimiento, dolor y coloración blanquecina posterior. Las solucio-
nes diluidas pueden causar dermatosis.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
20/23
Las quemaduras oculares producidas por el ácido sulfúrico pueden causar quera-
toconjuntivitis, leucomas y lesiones en párpados con cicatrices permanentes. Los sínto-
mas son: enrojecimiento, dolor y visión borrosa.
El ácido clorhídrico es igualmente un producto corrosivo cuyos vapores pueden
causar irritación de las mucosas y vías respiratorias (faringitis, laringitis, bronquitis). En
fuertes concentraciones puede llegar a causar edema pulmonar. En concentraciones ba-
jas, su acción es moderada, y los efectos irritantes son pasajeros. Los síntomas son dolor
de garganta, tos, jadeos y respiración fatigosa.
Sobre la piel, sus soluciones acuosas irritan y ulceran la epidermis, pudiendo pro-
ducir quemaduras graves y dolorosas. Las soluciones muy diluidas pueden causar der-
matitis por contacto repetido. Los síntomas son: enrojecimiento, dolor, ulceración. So-
bre los ojos sus vapores y sus soluciones acuosas son irritantes de las mucosas oculares,
pudiendo causar blefaro-conjuntivitis y lesiones en córnea todas ellas graves. Se mani-
fiestan por dolor, enrojecimiento y visión borrosa.
La ingestión de soluciones concentradas de ácido clorhídrico es de mucha grave-
dad, causando quemaduras y ulceración muy dolorosas en boca, esófago y estómago,
con hemorragias y vómitos.
8.2. Normas preventivas y primeros auxilios.
Deben usarse sistemas de ventilación general o localizada en los procesos en los
que se manipule y transporte el producto. Instalar en las cercanías duchas y fuentes para
el lavado de ojos. Si no es posible un sistema de ventilación, se usará protección respi-
ratoria adecuada, sobre todo mascarilla autónoma. Para diluir el ácido sulfúrico, no
verter nunca el agua sobre el ácido sino al revés, para evitar el desprendimiento de va-
pores y salpicaduras. Enfriar los procesos en la medida de lo posible.
Se usará ropa de protección adecuada contra las salpicaduras. También se usarán
botas de goma. Hay que evitar el contacto directo con la piel desnuda. Para la protec-
ción de ojos, gafas y pantallas que aseguren una protección completa contra vapores y
salpicaduras. Pueden usarse en combinación con la protección respiratoria (protección
completa).
En lo que se refiere a primeros auxilios en caso de accidente con estos ácidos.
describiremos los principales. Retirar a la persona de la zona contaminada, llevarla al
aire libre y mantenerla abrigada y en posición semiincorporada en reposo. Requerir au-
xilio médico rápidamente y aplicar la respiración artificial sin fuera necesario.
Para los ojos, lavarlos con agua abundante al menos durante quince minutos, so-
bre todo por debajo de los párpados, y llevar a revisión médica a continuación. En caso
de quemadura en la piel, retirar las ropas impregnadas y lavar la zona afectada con agua
abundante o una ducha y requerir auxilio médico rápidamente.
En caso de ingerir ácido clorhídrico, si el sujeto está consciente, hacerle beber un
agente neutralizante (por ejemplo agua con cal o magnesio, no con bicarbonato), o si no
se dispone de ello, agua solamente. No conviene provocar el vómito. Requerir auxilio
médico o trasladar a un hospital.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
21/23
8.3. Almacenamiento y transporte.
8.3.1. Ácido sulfúrico.
El almacenamiento se efectuará en locales separados de materias combustibles o
que puedan reaccionar con el producto, alejados de fuentes de calor, y al abrigo de la
humedad y de la luz. El suelo será estanco y resistente a la corrosión, estando prevista la
recogida y neutralizací6n del producto que pueda derramarse o escaparse, incluso me-
diante trasvase a otro depósito.
La instalación eléctrica será de tipo estanco, resistente a la corrosión. Las aguas de
neutralización de una fuga no deben evacuarse al alcantarillado hasta que no tenga un
pH entre 5'5 y 8'5. El suelo no tendrá desagüe directo al alcantarillado. Se prohibirá
terminantemente fumar en todos los recintos de manipulación del ácido.
Los recipientes de almacenaje serán de acero o hierro para el ácido puro o con-
centrado; o de plomo (o revestidos de plomo interiormente) para el ácido diluido. Para
pequeñas cantidades, se usarán recipientes de vidrio con envoltura metálica contra go l-
pes o choques. Los recipientes metálicos se abrirán de cuando en cuando para desgasifi-
carlos.
En caso de derrames durante el transporte, obturar la fuga si fuera posible. Reco-
ger el líquido que se fugue en recipientes estancos y absorber el producto derramado en
tierra, arena u otros materiales inertes, nunca en serrín ni en materiales combustibles.
Evitar que el producto penetre en cursos de agua o alcantarillas. Se ventilará el área del
derrame adecuadamente. En todas estas operaciones se usará ropa de protección ade-
cuada, así como guantes, botas y pantallas.
El ácido sulfúrico no es combustible ni explosionable, pero su ataque sobre mu-
chos compuestos genera calor y desprende hidrógeno que es altamente inflamable, por
lo que puede ser fuente de incendios y explosiones. Debe mantenerse alejado de metales
y productos orgánicos.
Para la extinción de incendios donde esté implicado este ácido debe usarse un ex-
tintor de polvo químico seco. Se usará agua pulverizada para enfriar los recipientes ex-
puestos al fuego pero se interrumpirá su uso cuando se detecte una fuga de ácido para
evitar la producción de calor y las proyecciones de líquido.
8.3.2. Ácido clorhídrico.
El almacenamiento se hará en lugares bien ventilados con suelo de cemento, al
abrigo de luz, del calor y lejos de productos oxidantes como el ácido nítrico, cloratos,
etc. y de metales que puedan ser atacados por el ácido. Los cilindros o recipientes de
almacenaje no serán metálicos y estarán herméticamente cerrados.
Debe preverse la recogida y neutralización del producto en caso de derrame. La
instalación eléctrica será del tipo estanco contra la corrosión de posibles emanaciones de
vapores.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
22/23
En caso de derrame en el almacenamiento o transporte se evacuará el área de peli-
gro, se ventilará adecuadamente y se inundará con agua abundante, sin dirigir el chorro
de agua al líquido derramado. Si se desprenden vapores, se procurará absorber la nube
con una cortina de agua. No se usarán recipientes metálicos para recoger el líquido de-
rramado sino que se utilizarán recipientes de acero ebonitado o de vidrio con envoltura
antichoques. Estas manipulaciones en caso de derrame se efectuarán debidamente equi-
pado y protegido con trajes de goma, guantes, botas y protección respiratoria autónoma.
El ácido clorhídrico es un compuesto no combustible, ininflamable y sin riesgo de
explosión, pero puede ser causa indirecta de incendio por el desprendimiento de hidró-
geno que tienelugar cuando el ácido ataca a los metales, ya que dicho gas forma con el
oxígeno del aire, mezclas detonantes. En caso de incendio de plásticos que contengan
compuestos clorados, por ejemplo, cloruro de polivinilo, se puede desprender ácido
clorhídrico creando una atmósfera tóxica.
En caso de incendio, enfriar los recipientes de ácido clorhídrico con agua pulveri-
zada.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Linus PAULING. Química General. Editorial Aguilar.1971. MADRID.
Michell J.SIENKO y Robert A. PLANE. Química Teórica y Descriptiva. Editorial
Aguilar. 1979. MADRID.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 56
23/23
Tratamiento Didáctico
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
OBJETIVOS
Realizar una descripción sistemática de los ácidos inorgánicos más importantes en la
actividad química industrial, realzando sus métodos de producción, sus aplicaciones y
su papel importantísimo en el desarrollo técnico de la sociedad.
Describir las normas mínimas de manipulación de estas peligrosas sustancias, para
conseguir un manejo adecuado y sin peligro.
UBICACION
Se ubicará el tema, en la Química del 2º curso Bachillerato, dentro del núcleo temáti-
co titulado "Reacciones de transferencias de protones", estudio de ácidos y bases y co-
mo aplicación de éste.
TEMPORALIZACION
De dedicará a la exposición del tema completo, un total de 4 horas de clase, aunque
podría completarse con una visita concertada a instalaciones industriales de obtención
de ácidos cuya duración no puede estimarse en horas de clase.
METODOLOGIA
El tema requiere una simple descripción de los distintos ácidos a tratar, con explica-
ción de sus correspondientes métodos industriales de obtención y aplicaciones.
La metodología es meramente expositiva, con descripción de instalaciones indus-
triales y mecanismos de producción.
Debe completarse el tema explicaciones sobre cuestiones adicionales, no meramente
químicas sino económicas, comerciales, ecológicas, etc. sobre el producto que se esté
explicando.
CONTENIDOS MINIMOS
Se consideran como contenidos más importantes los siguientes conceptos:
Acidos más importantes: H2SO4, HNO3, H3PO4, HCI, HBr, HI.
Estructuras fundamentales.
Métodos industriales de obtención.
Principales aplicaciones.
Manipulación de ácidos.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Material general de laboratorio para prácticas: material vidrio, balanzas, productos
químicos, buretas, indicadores... y en general un laboratorio equipado adecuadamente.
Transparencias de los aspectos gráficos del tema: esquema de instalaciones indus-
triales, esquema de las reacciones químicas industriales.
Visita a instalaciones industriales de la comunidad.
EVALUACIÓN
Se evaluará el tema mediante ejercicios escritos que comprendan preguntas sobre cues-
tiones básicas, de las que destacaremos:
Cuestiones sobre los ácidos y sus métodos de obtención.
Problemas sobre reacciones de neutralización ácido-base.
Pruebas escritas de respuesta múltiple, relativas a las cuestiones anteriores tendentes
a evaluar la capacidad de razonamiento teórico y conceptual.