Apuntes del curso

APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
QUÍMICA APLICADA
QUÍMICA DEL CARBONO
El carbono es el principal elemento que interviene en la química orgánica, es un
elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque solo constituye el
0.027% de la corteza terrestre, o sea 0.09% en masa.
Las tres formas de
carbono elemental
existentes en la
naturaleza son:



Grafito
Diamante
Buckminsterfulereno
GRAFITO. Sólido, suave, resbaladizo, tiene lustre metálico, conductor de la
electricidad.
 Formado en láminas paralelas de átomos de carbono que se mantienen
unidas por las fuerzas de Lodón en capas hexagonales interconectadas
entre sí.
 Densidad: 2 gr/cm3.
 Químicamente poco reactivo
 Se puede preparar fibras de grafito ligeras.
 Se produce piralizando lentamente fibras orgánicas a una temperatura
entre 150°C a 300°C para grafitizarlas o sea en forma amorfa a grafito.
DIAMANTE
 Es el material mas duro que se conoce, es sólido y transparente.
 En el diamante los átomos de carbono forman redes covalentes, cada
átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional.
 Densidad: 3.51 gr/cm3
 A temperaturas altas (1x105 atm. Y 300°C) el grafito se convierte en
diamante. Cada año se sintetizan 3x104 kg de diamante grado industrial
que sirve para cortes en molienda y pulimentos.
 Tiene propiedades alisotropicas.
 No es un conductor de la electricidad.
 Tiene mayor conductividad térmica (entre 4 veces la del cobre o la plata).
 Tiene propiedades ópticas y acústicas en forma excepcional.
BUCKMINSTERFULERENO
En 1985 científicos volatizaron el grafito para producir una forma estable de
molécula de carbono consistente en 60 átomos de carbono dispuestos en una
forma esférica desigual parecida a un balón de fútbol. La molécula recibió el
nombre de Buckminsterfulereno (“pelota de Bucky”) en honor a R. Buckminster
Fuller.
1
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FORMAS MICROCRISTALINAS O AMORFAS DE GRAFITO
HUMO NEGRO
Se forma cuando se calientan hidrocarburos como el metano con una provisión
muy limitada de oxigeno.
CH4 (gas) + O2 (gas)
C(gas) + 2H2O (vapor)
Se usa como pigmento en tintas negras y en la manufactura de neumáticos para
automóvil.
CARBON VEGETAL
Se forma secando la madera y quemando en aumento de aire y presenta una
estructura abierta que le da una enorme superficie con unidad de masa.
CARBON ACTIVADO
Es una forma pulverizada que se limpia por calentamiento de vapor. Se usa en
filtros para eliminar malos olores del aire e impurezas coloridas.
EN FORMA COMBINADA






Existe principalmente en forma de carbonatos (CO3).
Como caliza (CaCO3).
Magnesia (MgCO3).
Como CO y CO2 en la atmósfera.
Carbón impuro en la hulla, antracita, lignito, turba y coque.
En el petróleo, gas natural, en organismos vivos animal y vegetal.
PROPIEDADES FÍSICAS DEL CARBONO





Estructura cristalina: hexagonal
Estructura electrónica: [He] 2s2 2p2
Pertenece a la familia IV A
No. Atómico z =6
Masa atómica 12.011




# Oxidación  4  2
Electronegatividad 2.5
Punto de fusión 3727 °C
Punto de ebullición 4230 °C
Carbono 12
Presenta una masa atómica de 12 y sirve como patrón de una unidad de masa
atómica que se define como una masa exacta a igual a 112 de la masa del
carbono 12.
El carbón es un sólido natural café oscuro o negro que se usa como combustible y
se forma de plantas fósiles y esta constituido de carbono amorfo y carbono
cristalino.
2
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PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO



Se une consigo mismo y con otros elementos particularmente la unión
carbono-hidrogeno, sobre todo en la química orgánica con una unión
covalente (No hay cesión de electrones, se comparten).
Tiene la capacidad de formar cadenas muy estables de átomos de carbono
entre si con uniones simples, dobles o triples, por lo que se deriva la
posibilidad de un enorme número de compuestos orgánicos.
Se combina con los metales dando Carburos.
Por ejemplo:

C + Ca
CCa2
Carburo de Calcio
Con los halógenos solamente lo ataca el fluor.
2F2 + C
CF4
Fluoruro de carbono.
El carbono se quema en el aire y al rojo descompone al vapor de agua a
temperaturas elevadas y en presencia de poco oxigeno formando CO, pero
cuando hay presencia de oxigeno da CO2 y simplemente a temperaturas bajas.
 El CO es combustible y tiene un carácter muy reductor, muy tóxico.
En presencia de pentoxido de yodo reduce al yodo hasta yodo metálico.
I 2O5  5CO 
5CO2  I 2
Por medio del análisis espectral o bandas de absorción el CO es un poderoso
agente de síntesis, es ideal como combustible y reductor industrial.

El CO2 no es un combustible, es asfixiante pero no tóxico; en solución
acuosa es un disolvente del carbonato de calcio.
En su forma sólida constituye la nieve carbónica que se usa en refrigerantes y se
une en caliente al carbono dando Oxido Carbonico.
Disuelto en agua da ácido carbónico:
CO2  H2O 
 H2CO3
MÉTODOS DE OBTENCIÓN

CO
A) Calentando ácido oxálico o fornico con ácido sulfúrico como catalizador.
C2 H 2O4  H OCO
cat .
2
2
 CO
ácido oxálico
HCOOH  H OCO
2
ácido fornico
3
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B) De la reducción del dióxido de carbono.
CO2 C 
 2CO
C) Haciendo pasar vapor de agua sobre carbono (Coque) al rojo dando la
mezcla de agua.
C(Coque ) H2O 
 H2 CO

CO2
A) En la combustión del carbono y compuestos del carbono.

C O2 

CO2
C6 H6() 7 12O2 ( g ) 
6CO2( g ) 3H2O
*Siempre que se quema cualquier hidrocarburo se obtiene C02 + H20.
B) De los carbonatos en presencia de un ácido.
CaCO3 2HCl  CaCl2 CO2
carbonato de calcio

de la combustión: CaCO3 

CaOCO2
C) En la combustión o descomposición de la glucosa (fermentación).

C6 H12O6 

C 2 H 5OH  2CO2
e tan ol
COMPUESTOS CON NO METALES
Los no metales reaccionan en forma diferente con el carbono por ejemplo al hacer
pasar vapores de azufre sobre carbono al rojo se obtiene el disulfuro de carbono.
C(rojo ) S(vapor ) 
CS2 el disulfuro de carbono es tóxico y flamable.
El tetracloruro de carbono que es un solvente de cuerpos grasos y no es flamable
se obtiene al atacar metano (CH4) con vapores de cloro en presencia de rayos
ultravioleta.
H
|
H–C– H
|
H
+ Cl – Cl
UV

CH3Cl + HCl
UV
CH 3Cl  Cl  Cl 
CHCl2  HCl
UV
CH 2Cl2  Cl  Cl 
CHCl3  HCl
UV
CHCl3  Cl  Cl 
CCl 4  HCl
Mecanismo de reacción
UV
CH 4 ( g )  4Cl2 
CCl 4  4 HCl
4
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HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos son los derivados del carbono más sencillos. Resultan de la
unión únicamente de átomos de carbono con átomos de hidrógeno y de átomos de
carbono entre sí formando cadenas que pueden ser abiertas o cerradas y cuyos
«eslabones» pueden estar unidos por enlaces simples o por enlaces múltiples.
De acuerdo a sus esqueletos.
 Cadena abierta. (átomos de carbono lineales)
 Cadena cerrada. (cadena cíclica )
o
o
Benceno
o
Compuestos saturados. Aquellos hidrocarburos que presentan únicamente
enlaces simples reciben el nombre de hidrocarburos saturados (alcanos).
Cuando se refiere a los compuestos saturados es con hidrógenos. ejemplo: butano
o
Compuestos no saturados. Los hidrocarburos no saturados se caracterizan,
desde el punto de vista de su estructura molecular, por la presencia de enlaces
H C  C  H
dobles (alquenos) o triples (alquinos). Ejemplo:

Alifáticos:
o Alcanos
o Alquenos
o Alquinos

Aromáticos. Derivados del benceno.
ALCANOS
Los hidrocarburos saturados de cadena abierta forman un grupo homólogo
denominado alcanos o parafinas. La composición de todos los miembros del grupo
responden a la fórmula Cn H2n+2 , donde n es el número de átomos de carbono de
la molécula.
5
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Todos los miembros alcanos son inertes, es decir, no reaccionan fácilmente a
temperaturas ordinarias con reactivos como los ácidos, los álcalis o los oxidantes.
Los cuatro primeros miembros de los átomos son:
CH4
Metano
C2H6 Etano
C3H8 Propano
C4H10 Butano
A partir de 5 átomos de Carbono se usan prefijos numéricos griegos.
Cuando al alcano se elimina un hidrogeno el radical ano cambia por il / ilo.
Metil / Metilo
Etil / Etilo
Propil / propilo
Butil / Butilo
H
|
H–C–
|
H
Si se le antepone una R puede estar formado por n átomos de carbono.
H
|
R–C–H
|
H
Tipos de átomos de carbono e hidrógeno
Se ha encontrado que es de gran utilidad clasificar cada átomo de carbono de un
alcano de acuerdo con el número de átomos de carbono adicionales que tiene
unidos. Un átomo de carbono primario (1º) está unido a un solo carbono
adicional; uno secundarios (2º), a otros dos; y uno terciario (3º), a tres. Por
ejemplo:
1º
1º 2º 2º 1º
3º 1º
1º 3º 2º 1º
H
H
H
H H H H
H
H H H
H C C C C H
H H H H
H C
H
C
C H
H
H C H
H C
C
C
H
H C
H
H
C H
H
H
H
1º
1º
Cada átomo de hidrógeno se clasifica de forma similar, recibiendo la misma
designación de primario, secundario o terciario, según el carbono al cual se
encuentre unido.
Al considerar las reactividades relativas de las diferentes partes de una molécula
de alcano, haremos uso constante de estos nombres.
6
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Ejemplos:
En nomenclatura se numera la cadena más
larga de átomos de carbono de forma que
los números de las cadenas laterales
proporcionen la suma menor.
Las tres cadenas laterales del primer
compuesto están en los átomos de carbono
2, 2 y 4; Por tanto, el nombre correcto es
2,2,4-trimetilpentano.
Los halogenuros de alquilo, que aparecen muchas veces en la química de los
alcanos, se denominan haloalcanos; es decir, se trata el halógeno como si fuese
sólo una cadena lateral. Nombramos primero el alcano como si no contuviese
halógeno, y agregamos a continuación fluoro, cloro, bromo o yodo, junto con los
números y prefijos que fuesen necesarios.
CH3CH2CI
CH3CH2CH2Br
CH3CH2CHCH3
1-Cloroetano
1-Bromopropano
Br
2-Bromobutano
CH3
CH3
CH3
CH3CHCH2I
2-Metil-1-yodopropano
CH3
C CH3
F
2-Fluoro-2-metilpropano
CH3CH2
C CHCH3
CI CI
2,3-Dicloro-3-metilpentano
PROPIEDADES FISICAS
No. Átomos
de Carbono
1a4
4 a 15
16 a ￫
Son gases a presión y temperatura ambiente
Son líquidos
Son sólidos ( puede empezar desde un aceite pesado)
Organolépticas: Son incoloros e insípidos. (El mercaptano es la sustancia que les
agrega el sabor , compuestos de azufre)
Densidad: La densidad de los alcanos aumenta conforme aumenta el peso
molecular, tiende a nivelarse en torno a 0.8, de modo que todos ellos son menos
densos que el agua.
Insolubles en agua.
Su temperatura de ebullición por lo general es alta.
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
La siguiente tabla registra algunas constantes físicas para unos pocos n-alcanos.
Podemos apreciar que los puntos de ebullición y fusión aumentan a medida que
crece el número de carbonos.
ALCANOS
Tabla 3.3 ALCANOS
Nombre
Fórmula
P.f.,
ºC
Metano
Etano
Propano
n-Butano
n-Pentano
n-Hexano
n-Heptano
n-Octano
n-Nonano
n-Decano
n-Undecano
n-Dodecano
n-Tridecano
n-Tetradecano
n-Pentadecano
n-Hexadecano
n-Heptadecano
n-Octadecano
n-Nonadecano
n-Eicosano
CH 4
CH 3CH 3
CH 3CH 2CH 3
CH 3(CH2)2CH 3
CH 3(CH2)3CH 3
CH 3(CH2)4CH 3
CH 3(CH2)5CH 3
CH 3(CH2)6CH 3
CH 3(CH2)7CH 3
CH 3(CH2)8CH 3
CH 3(CH2)9CH 3
CH 3(CH2)10CH 3
CH 3(CH2)11CH 3
CH 3(CH2)12CH 3
CH 3(CH2)13CH 3
CH 3(CH2)14CH 3
CH 3(CH2)15CH 3
CH 3(CH2)16CH 3
CH 3(CH2)17CH 3
CH 3(CH2)18CH 3
-183
-172
-187
-138
-130
- 95
- 90.5
- 57
- 54
- 30
- 26
Isobutano
Isopentano
Neopentano
Isohexano
3-Metilpentano
2,2-Dimetilbutano
2,3-Diemtilbutano
(CH3)2CHCH 3
-159
(CH3)2CHCH 2CH 3
-160
(CH3)4C
- 17
(CH3)2CH(CH 2)2CH 3
-154
CH 3CH 2CH(CH 3)CH2CH 3 -118
(CH3)3CCH 2CH 3
- 98
(CH3)2CHCH(CH 3)2
-129
- 10
- 6
5.5
10
18
22
28
32
36
P.e.,
ºC
Densidad
relativa
(a 20 ºC)
-162
- 88.5
- 42
0
36
69
98
126
151
174
196
216
234
252
266
280
292
308
320
- 12
28
9.5
60
63
50
58
0.626
.659
.684
.703
.718
.730
.740
.749
.757
.764
.769
.775
.620
.654
.676
.649
.668
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
PROPIEDADES QUÍMICAS.
Se les nombran parafinas debido a que son poco activas.

Halogenuro: Alcano + Halógeno
Cn H 2n2  12 X 2  R  X
Ha log enuro
Alcano
Halógeno
Ejemplo:
Ácido fluorhídrico
H
|
 HF + CH3 – (CH2)4 – CH2
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – C – H + F – F 
|
|
H
F
Fluoro exano
*Siempre se atacan carbonos primarios,

Alcano + ácido nítrico.
Cn H 2n2  HNO3  R  NO
2
Alcano
 H 2O
ácidonítrico
Ejemplo:
H
O
|
 H2O + CH3 – CH2 –CH2
CH3 – CH2 – C – H + HO – N 
|
|
H
O
NO2
Nitro propano
 Alcano + ácido Sulfúrico.
Ejemplo:
H
O
|
||
 H2O + CH3 – (CH2)2 – CH2
CH3 – (CH2 )2 – C – H + H – O – S – O – H 
|
||
|
H
O
HSO3
Butano
Ácido sulfúrico
MÉTODOS DE OBTENCIÓN.

De dos halogenuros con un metal activo.
Ejemplo:
CH 3  CH 2  CH 2  CH 2  I  Na
CH 3  CH 2  I  Na

 2NaI +CH3+CH2+CH2+CH2+CH2+CH3
Hexano
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

De un compuesto no saturado con doble ligadura.
Cn H2n  H  H 
Cn H2n  2
Ejemplo:
H H
|
|
 H – C – C – CH3
H – C = C – CH3 + H – H 
|
|
|
|
H H
H H
Propeno

Propano
A partir de un halogenuro y un hidrácido del halogenuro.
R  X  HX 
Cn H2n  2  X 2
Ejemplo:
H
|
 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 + Cl2
CH3 – CH2 – CH2 – C – Cl + H – Cl 
|
Butano
Ácido
H
clorhídrico
Cloro butano

A partir de un aldehído con dos moléculas de hidrogeno.
Ejemplo:
H
|
 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – OH
+H–H 
H
|
H
O
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C
H
|
 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 + H2O
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – OH + H – H 
|
H
O
 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 + H2O
+ 2H2 
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C
H
Pentano
Pentanal
10
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

De un ácido con hidrogeno.
Ejemplo:
CH3 – C
O
O
 H2O – CH3 – C
+H–H 
OH
H
Aldehido
H
|
 CH3 – C – OH
+H–H 
H
|
H
O
CH3 – C
Alcohol
 CH3 – CH3 + H2O
CH3 – CH2 – OH + H – H 
Hidrocarburo
O
CH3– C
 CH3 – CH3+ 2H2O
+ 3H2 
OH
Reactivo de Griñar
R – Mg – X
Dos enlaces uno covalente y otro iónico.
Hecho de halogenuro alqui-magnesico.
Es muy útil este reactivo por su versatilidad, el enlace entre magnesio e hidrogeno
es un enlace iónico, pero el enlace entre el radical alquilo y el magnesio es
covalente y se considera una sal magnesica del alcano y nos sirve como una
fuente para la transferencia de átomo de carbono con un pa de electrones y se
prepara con halogenuro de alquilo goteado sobre éter; etílico seco, o sobre viruta
de magnesio.
EJEMPLOS:
OH
|
 CH3 – CH3 + Mg
CH3 – CH2 – Mg – Br + H – OH 
|
Br
R – Mg – I + RI
 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 + MgI2
CH3 – CH2 – Mg – I + CH3 – CH2 – I 
Butano
yoduro de
magnesio
11
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ALQUENOS
R–C=C–R
| |
Fórmula general CnH2n donde n es el número de átomos de carbono.
El grupo de los alquenos u olefinas está formado por hidrocarburos de cadena
abierta en los que existe un doble enlace entre dos átomos de carbono.
Los compuestos del grupo de los alquenos son más reactivos químicamente que
los compuestos saturados.
Se nombran dependiendo del número de átomo de carbono que sostiene la doble
ligadura y se tiene la terminación “eno”
Ejemplos:
PROPIEDADES FISICAS
No. Átomos
de Carbono
2a 3
4
5 a 16
17 ---
Son gases a presión y temperatura ambiente
Transición tiende a líquido
líquidos
Sólidos
Los alquenos poseen propiedades físicas esencialmente iguales que las de los
alcanos. Son insolubles en agua, pero bastante solubles en líquidos no polares,
como benceno, éter, clororformo o ligroína, y son menos densos que el agua.
Al igual que los alcanos, los alquenos son, a lo sumo, sólo débilmente polares.
Puesto que los electrones n muy sueltos del doble enlace se desplazan con
facilidad, sus momentos dipolares son mayores que los de los alcanos; sin
embargo, son pequeños: por ejemplo, compararemos los momentos dispolares del
propileno y del 1-buteno, señalados más adelante, con el del cloruro de metilo,
1.83 D. La unión del grupo alquilo al carbono del doble enlace tiene una polaridad
pequeña, cuya dirección se supone que es la indicada, es decir, con el
En la tabla siguiente se observa que el punto de ebullición aumenta con el
número creciente de carbonos; como en el caso de los alcanos.
12
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ALQUENOS
Tabla 7.2 ALQUENOS
Nombre
Fórmula
Etileno
CH2=CH2
CH2=CHCH3
Propileno
1-Buteno
p.f.,
ºC
1-Penteno
CH2=CHCH2CH3
CH2=CH(CH2)2CH3
1-Hexeno
CH2=CH(CH2)3CH3
1-Hepteno
p.e.,
ºC
-169
-102
-185
- 48
Densidad relativa
(a 20 ºC)
- 6.5
30
0.643
-138
63.5
.675
CH2=CH(CH2)4CH3
-119
93
.698
1-Octeno
CH2=CH(CH2)5CH3
-104
122.5
.716
1-Noneno
CH2=CH(CH2)6CH3
146
.731
1-Deceno
CH2=CH(CH2)7CH3
-87
171
.743
cis-2-Buteno
cis-CH3CH=CHCH3
-139
4
trans-2-Buteno
trans-CH3CH=CHCH3
-106
1
Isobutileno
CH2=C(CH3)2
-141
-7
cis-2-Penteno
cis-CH3CH=CHCH2CH3
-151
37
.655
trans-2-Penteno
trans-CH3CH=CHCH2CH3
36
.647
3-Metil-1-buteno
CH2=CHCH(CH3)2
-135
25
.648
2-Metil-2-buteno
CH3CH=C(CH3)2
-123
39
.660
-74
73
.705
2,3-Dimetil-2-buteno (CH3)2C=C(CH3)2
*Presentan isomería de cadena y de lugar.
PROPIEDADES QUIMICAS.
Se consideran derivados de los alcanos por des hidrogenación.

 Ozónido
Olefinas + Ozono 
O–O–O
|
|
 R – C
R – C = C – R´ + O3 
|
H
C – R´
|
H
13
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

Olefina + Agua Oxigenada
 CH2 – CH – CH3
H – C = C – CH3 + HO = OH 
| |
|
|
H H
OH OH
 Alqueno + Hidrácido
1,2 dihidroxi propano
 CH2 – CH – CH2 – CH3
CH2 = CH – CH2 – CH3 + HCl 
|
|
H
Cl
2 cloro butano
*El hidrogeno entra en el carbono con mayor hidrógenos.

Alqueno + dos molecular de hidrogeno.
H H
|
|
 H – C – C – CH3
H – C = C – CH3 + H – H 
|
|
|
|
H H
H H
Propeno

Propano
Alqueno + una molécula de halógeno.
Cl Cl
| |
 CH3 – C – C – CH2 – CH3
CH3 – CH = CH – CH2 – CH3 + Cl – Cl 
| |
H H
 Alqueno + ácido sulfúrico.
O
||
 CH3 – CH – CH2 – CH3
CH2 = CH – CH2 - CH3 + OH – S – OH 
||
|
2 bisulfato de
O
HO4S
butano
MÉTODOS DE OBTENCIÓN.
No se encuentran en los productos naturales, pero se obtienen en la destilación
destructiva de sustancias naturales complejas, como el carbón, y en grandes
cantidades en las refinerías de petróleo, especialmente en el proceso de craqueo.
Y de un derivado de un halogenuro.
14
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ALQUINOS.
R  C  C  R´
Fórmula General. CnH2n-2 donde n es el número de átomos de carbono.
Los miembros del grupo de los alquinos contienen un triple enlace entre dos
átomos de carbono de la molécula. Son muy activos químicamente y no se
presentan libres en la naturaleza. Forman un grupo análogo al de los alquenos.
Se nombran dependiendo del número de átomo de carbono que sostiene la triple
ligadura y se tiene la terminación “ino”
El acetileno, HC  CH, que es el ejemplo más común, se denomina etino.
PROPIEDADES FISICAS
No. Átomos
de Carbono
1a3
Son gases a presión y temperatura ambiente
4a6
Son líquidos
7 --Son sólidos
Al ser compuestos de baja polaridad, las propiedades físicas de los alquinos son,
en esencia, las mismas que las de los alcanos y alquenos.
Son insolubles en agua, pero bastante solubles en disolventes orgánicos usuales
y de baja polaridad: ligroína, éter, benceno, tetracloruro de carbono.
Son menos densos que el agua y sus puntos de ebullición muestran el aumento
usual con el incremento del número de carbonos y el efecto habitual de
ramificación de las cadenas. Los puntos de ebullición son casi los mismos que
para los alcanos o alquenos con el mismo esqueleto carbonado.
ALQUINOS
Tabla 11.1
ALQUINOS
p.f.,
ºC
Nombre
Acetileno
HC
Fórmula
CH
- 82
-101.5
-122
-98
-124
Propino
HC
CCH3
1-Butino
1-Pentino
HC
HC
CCH2CH3
C(CH2)2CH3
1-Hexino
HC
C(CH2)3CH3
1-Heptino
1-Octino
HC
C(CH2)4CH3
HC
HC
C(CH2)5CH3
C(CH2)6CH3
HC
C(CH2)7CH3
1-Nonino
1-Decino
2-Butino
2-Pentino
3-Metil-1-butino
2-Hexino
3-Hexino
3,3-Dimetil-1-butino
4-Octino
5-Decino
p.e.,
ºC
-75
-23
9
40
Densidad
relativa
(a 20 ºC)
72
0.695
0.719
-80
-70
100
126
0.733
0.747
-65
151
182
0.763
0.770
0.694
-36
CH3C
CCH3
-24
CH3C
CCH2CH3
-101
HC CCH(CH3)2
CH3C C(CH2)2CH3
27
55
29
-92
84
CH3CH2C CCH2CH3
HC CC(CH3)3
-51
-81
81
38
0.669
131
175
0.748
0.769
CH3(CH2)2C
C(CH2)2CH3
CH3(CH2)3C
C(CH2)3CH3
0.714
0.665
0.730
0.725
15
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
PROPIEDADES QUIMICAS
Para atacar la triple ligadura se necesitan el doble de átomos que se necesitan
para atacar la doble ligadura.
 Alquino + 2 moléculas de halógeno
I I
| |
 CH3 – CH2 – C = CH
CH3 – CH2 – C  CH + I – I 
I I
I I
| |
| |
 CH3 – CH2 – C – CH
CH3 – CH2 – C = CH + I – I 
|
|
I
I
 CH3 – CH2 – CI2 – CHI2
CH3 – C  CH + 2I2 

Alquino + 2 moléculas de hidrácido.
 CH = C – CH3
CH  C – CH3 + HCl 
|
|
H
Cl
H Cl
|
|
 CH – C – CH3
CH = C – CH3 + HCl 
|
|
|
|
H
Cl
H
Cl
.
 CH3 – CCl2 – CH3
CH  C – CH3 + 2HCl 
2,2 dicloro propano.
16
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
GRUPOS FUNCIONALES.
En un alcano, los átomos de hidrógeno pueden ser sustituidos por otros átomos
(de cloro, oxígeno o nitrógeno, por ejemplo), siempre que se respete el número
correcto de enlaces químicos (el cloro forma un enlace sencillo con los otros
átomos, el oxígeno forma dos enlaces y el nitrógeno forma tres). El átomo de cloro
en el cloruro de etilo, el grupo OH en el alcohol etílico y el grupo NH 2 en la
etilamina se llaman grupos funcionales. Estos grupos funcionales determinan la
mayoría de las propiedades químicas de los compuestos. En la tabla adjunta se
muestran otros grupos funcionales con sus fórmulas generales, prefijos o sufijos
que se añaden a los nombres, y un ejemplo de cada clase.
Isómeros ópticos y geométricos
17
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ISOMERÍA
La isomería se presenta en compuestos que tienen diferente estereoquímica o
estructura molecular, pero la misma fórmula condensada. Las propiedades de los
isomeros son totalmente diferentes.
ISOMERIA DE CADENA.
El butano, por ejemplo, es un hidrocarburo saturado cuya fórmula empírica o
molecular es C4H10. Pero a esa misma fórmula empírica se ajustan dos
compuestos diferentes que pueden distinguirse, desde el punto de vista de la
organización de sus átomos, escribiendo su fórmula desarrollada o incluso
semidesarrollada:
n-butano
isobutano
ISOMERÍA DE FÓRMULA
Un tercer tipo de isomería fácil de reconocer es la que afecta a la función
(isomería de fórmula). La presentan los compuestos con igual fórmula molecular,
pero diferente función química. Tal es el caso, por ejemplo, de los aldehídos y las
cetonas y, particularmente, del propanol frente a la propanona:
Propanol
(C3H6O)
propanona
(C3H6O)
18
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ISOMERÍA DE POSICIÓN
Este tipo de isomería se presenta en compuestos no saturados, alquenos y
alquinos.
Ejemplo:
CH3 – CH2 – CH = CH –CH2 – CH3
C6H12
Hexeno
CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
C6H12
CH  C – CH2 – CH2 – CH3
1, pentino
CH3 – C  C – CH2 – CH3
iso pentino
ISOMERÍA GEOMÉTRICA U ÓPTICA
El tipo de isomería más especial es la llamada isomería óptica. Los isómeros
ópticos poseen las mismas propiedades químicas y físicas salvo en lo que
respecta a su comportamiento frente a la luz, de ahí su nombre. La isomería óptica
tiene su origen en una orientación espacial diferente de los átomos o grupos de
átomos que constituyen los isómeros. Se trata, por tanto, de una estéreo isomería.
Se presenta cuando en la molécula existe un átomo de carbono asimétrico, es
decir, un átomo cuyos cuatro enlaces se unen a átomos o grupos atómicos
diferentes. En tal caso son posibles dos distribuciones de los diferentes átomos en
torno al carbono asimétrico, que guardan entre sí la misma relación que un objeto
y su imagen en el espejo.
Por ejemplo, una molécula de 2-hepteno puede estar distribuida en dos formas
distintas en el espacio porque la rotación alrededor del doble enlace está
restringida. Cuando los grupos iguales (átomos de hidrógeno en este caso) están
en partes opuestas de los átomos de carbono unidos por el doble enlace, el
isómero se llama trans y cuando los grupos iguales están en la misma parte, el
isómero se llama cis.
19
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HIDROGENO
HISTORIA.
El hidrógeno (del francés Hydrogène, a su vez del griego hudôr, agua y gennen,
generador) fue reconocido como un elemento químico en 1776 por Henry
Cavendish en 1776 más tarde Antoine Lavoisier le daría el nombre por el que lo
conocemos.
En 1973, científicos rusos obtuvieron hidrógeno metálico a 2,8 Mbar y 20 K. En el
punto de transición, la densidad cambia de 1,08 a 1,3 g/cm 3. En 1972, un grupo
americano (Livermore, California) informó de un experimento similar en el que se
lograba la transición a 2 Mbar.
ESTADO NATURAL
El hidrógeno es el elemento más abundante, constituyendo el 75% de la masa y el
90% de los átomos del universo.
Libre:





en El sol y las estrellas
en Gases volcánicos
en Capas altas de la atmósfera
en Yacimientos de petróleo
en Yacimientos de Sal
Combinado:
 en El agua
 en El petróleo
 en Los ácidos
 en Las grasas
 en Los Hidrocarburos.
 en Compuestos orgánicos.
PROPIEDADES FISICAS
El hidrógeno es un elemento químico de número atómico 1. A temperatura
ambiente es un gas diatómico flamable, incoloro, inodoro, e insípido y es el
elemento químico más ligero y más abundante del Universo.
Número Atómico:
1
Estado:
Gas
Masa Atómica:
1,00794
Estructura cristalina:
Hexagonal
No de protones/electrones:
1
Color:
Incoloro
1
Estructura electrónica:
1s
Densidad:
0,0899 (kg/m3)
Números de oxidación:
-1, +1
[Conductividad térmica]
0,1815 W/(m·K)
Electronegatividad:
2,20
[Calor específico]
14304 J/kg·K
Punto de fusión:
14,025 K
Energía de ionización (kJ.mol-1): 1310
3
Volumen atómico (cm /mol):
14,24
[Entalpía de fusión]
0,05868 kJ/mol
Afinidad electrónica (kJ.mol-1):
73
Punto de ebullición:
20,268 K
Radio atómico (pm):
78
[Entalpía de vaporización] 0,44936 kJ/mol
Radio iónico (pm) (carga del ion): 154 (-1),
Presión de vapor:
209 Pa a 23 K
[Velocidad del sonido]
1270 m/s
20
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Presenta isotopía
Tiene dos isótopos naturales: 1-H (protio)(99,985%), 2-H (deuterio)(0,015%). Un
isótopo inestable: 3-H (tritio) cuyo período de semidesintegración es de 12346
años.
PROPIEDADES QUIMICAS

Es un poderoso reductor.
Cu 2O 2  H 20 
 H 21O 2  Cu 0
H 20 
 H 21  2e 
oxida
Cu  2  2e  
 Cu 0

Tiene carácter electropositivo y electronegativo
3H 20  2 Al 0 
 2 Al 3 H 31
caracter electroneg ativo
S  2  H 21 
 S  2 H 21

caracter
electropos itivo
Forma hidruros con elementos de las familias 1,2 y 3.
H 20  Na 0 
 2 Na 1H 1 hridruro de sodio
H 20  Ca 
 Ca  2 H 21

reduce
hidruro de calcio
Reacciona con el oxigeno.
C
2H2  O2 300

2H2O  EQ LUMINOSA  SONORA
SERIE ELECTROMOTRIZ DEL HIDROGENO
Los metales desprenden al H2 de los ácidos de acuerdo ala serie electromotriz.
Li, Rb, K, Na, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Sn, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au, Bi.
Desplazan de los ácidos al hidrogeno en forma de H2
Desplazan de los ácidos
al hidrogeno en forma de
H2O
Los elementos en la serie electromotriz están ordenados de acuerdo a su actividad
química de la tendencia a formar iones positivos.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN

A partir del agua por medio de la electrolisis.
2H2O(l ) energía
electrica
 H2( g )  O2( g )
2 H 2O energía
 electrica
 O2  4 H   4e
anodo
4 H   4e 
 2 H 2
catodo
2 H 2O energía
 eléctrica
 O2( g )  2 H 2
21
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
El hidrógeno obtenido de este proceso se entrega con una pureza de 99.99%,

Agua + metal activo
Na( ac)  2H2O 
 NaOH  H2

Del Vapor de agua por desplazamiento con coque.
Ccoque  H2O(v) 
CO  H2 métodomás económico

Proceso del metano.
CH 4  2H 2O 
 4H 2  CO2
USOS.













Síntesis del amoniaco en el proceso de Haber.
Hidrogenación de grasas y aceites
En la obtención de metanol.
Producción de ácido clorhídrico.
combustible para cohetes.
En la Metalurgia para la reducción de minerales metálicos.
Empleado por su ligereza como gas de relleno en globos.
El tritio se produce en las reacciones nucleares y se emplea en la
construcción de bombas de hidrógeno.
También se emplea como fuente de radiación en pinturas luminosas y como
marcador en las ciencias biológicas.
El deuterio se emplea en aplicaciones nucleares como moderador, como
constituyente del agua pesada.
En la Soldadura autógena.
Refrigerante en estado líquido.
En Células combustibles.
Precauciones
El hidrógeno es un gas extremadamente flamable. Reacciona violentamente con el
flúor y el cloro, especialmente con el primero, con el que la reacción es tan rápida
e imprevisible que no se puede controlar. El agua pesada es tóxica para la
mayoría de las especies, aunque la dosis mortal es muy grande.
22
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HIDROGENACIÓN
La hidrogenación es la reducción de un compuesto orgánico, introduciendo
hidrogeno, y esta reducción puede ser por adición o sustitución.
 En la adición: - cuando se tienen compuestos no saturados, no hay
subproductos
 En la sustitución: - Se tiene subproducto, se puede sustituir X,O,N,S,C
Grasas que pueden Hidrogenarse.
GRASAS
PROVIENEN DE:
PUEDEN DAR:
Grasas
comestibles
Vegetales
Cartamo, Soya,
Girasol, Maíz,
Algodón, Linaza
Animales
Provenientes de
pescados
grandes, como la
ballena.
Grasas no
comestibles
Minerales
De aceites
minerales y
petróleo
Grasa no
comestibles.
(sustitutos de
manteca y
mantequilla)
USOS
En la industria
panadera,
confitera y en
cremas.
En la producción
de cosméticos,
jabones, velas,
detergentes,
fabricación de
dieléctricos, para
curtir cuero,
grasas de
rodamiento.
La hidrogenación es el modo más útil de preparar alcanos.
No se limita a la síntesis de alcanos, sino que es método general para convertir un
doble enlace carbono-carbono en uno simple, prácticamente en todo tipo de
compuestos.
Empleando el mismo equipo, igual catalizador y condiciones muy parecidas,
podemos convertir:



un alqueno en un alcano,
un alcohol no saturado en uno saturado,
un éster no saturado en uno saturado.
Modificando el catalizador y las condiciones, podemos hidrogenar selectivamente
un enlace múltiple sin tocar en la misma molécula un doble enlace carbonocarbono, pero no uno carbono-oxígeno; uno triple, pero no uno doble; incluso un
doble enlace carbono-carbono, pero no otro.
Como veremos, podemos convertir incluso un compuesto no saturado ópticamente
inactivo en un producto activo.
23
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Catalizador
Un catalizador es una sustancia química, simple o compuesta, que modifica la
velocidad de una reacción química, interviniendo en ella pero sin llegar a formar
parte de los productos resultantes de la misma.
Clasificación:
 Energéticos: Su empleo determina la adición máxima de hidrogeno al
compuesto que se hidrogena. (níquel, cobalto, hierro, óxidos o sulfuros de
molibdeno y Wolframio.)
 Suaves: La reducción no llega a hidrocarburo. (cobre, óxido de zinc, óxido
de cromo, platino, vanadio y sus óxidos)
 Para reacciones distintas: Compuestos con azufre, oxigeno y nitrógeno,
sulfuro de molibdeno y disulfuro de wolframio.)
Preparación de catalizadores.
 Debe prepararse por métodos químicos, no físicos ni mecánicos.
 Debe preparase con sustancias químicamente puras.
 Consideraciones de luz, temperatura y presión adecuadas.
 Si se tiene un catalizador que se reduzca y sea exotérmico, antes de usarse
se introduce en H2 disuelto en N2.
 Se debe de tener cuidado de no contaminarse con venenos como: S, X.
La hidrogenación es de dos tipos generales: (a) heterogénea (dos fases) y (b)
homogénea (una fase). En ambos casos, el catalizador provoca la adición de
hidrógeno molecular, H2, al doble enlace.

·
La hidrogenación heterogénea es el método clásico, todavía muy
utilizado. El catalizador es algún metal dividido finamente, por lo común platino,
paladio o níquel. Se agita una solución del alqueno bajo una ligera presión de
hidrógeno gas en presencia de una pequeña cantidad del catalizador. La
reacción es rápida y suave y, una vez completa, simplemente se filtra la
solución del producto saturado del catalizador insoluble.

·
La hidrogenación homogénea, mucho más moderna, ofrece una
flexibilidad imposible de alcanzar con los catalizadores antiguos. Mediante
modificaciones en los catalizadores, puede llevarse a cabo la hidrogenación
con una selectividad sin precedente. Los catalizadores son complejos
orgánicos de metales de transición, como rodio o iridio. Son solubles en
disolventes orgánicos y la hidrogenación se efectúa así en una sola fase, la
solución. Lo inconveniente del método está en la dificultad de separación del
catalizador y el producto una vez terminada la reacción.
Dado que la reacción suele ser cuantitativa y es fácil determinar el volumen de
hidrógeno consumido, frecuentemente se usa la hidrogenación como herramienta
analítica; por ejemplo, puede indicar el número de dobles enlaces de un
compuesto.
C C
+ H H
C C
H = calor de hidrogenación
H H
24
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
La hidrogenación es exotérmica: los dos enlaces o (C-H) que se forman son, en
conjunto, más firmes que los enlaces o (H-H) y n que se rompen. La cantidad de
calor desprendida al hidrogenar un mol de un compuesto se llama calor de
hidrogenación; es simplemente el H de la reacción, pero no se incluye el signo
menos. El calor de hidrogenación de casi todo alqueno se aproxima bastante a un
valor de 30 kcal por cada doble enlace del compuesto
CALORES DE HIDROGENACION DE LOS ALQUENOS
Alqueno
Calor de hidrogenación kcal/mol
Etileno
32.8
Propileno
30.1
1-Buteno
30.3
1-Penteno
30.1
1-Hepteno
30.1
3-Metil-1-buteno
30.3
3,3-Dimetil-1-buteno
30.3
4,4-Dimetil-1-penteno
29.5
Cis-2-Buteno
28.6
Trans-2-Buteno
27.6
Isobutileno
28.4
Cis-2-Penteno
28.6
Trans-2-Penteno
27.6
2-Metil-1-buteno
28.5
2,3-Dimetil-1-buteno
28.0
2-Metil-2-buteno
26.9
2,3-Dimetil-2-buteno
26.6
La hidrogenación procede a una velocidad despreciable en ausencia de un
catalizador, aun a temperaturas elevadas, a pesar de
ser una reacción
exotérmica, por lo que el proceso no catalizado debe tener una energía de
activación muy alta. La función del catalizador es reducir la energía de activación
(Eact), de modo que la reacción pueda proceder rápidamente a temperatura
ambiente. Por supuesto, el catalizador no afecta al cambio neto de energía del
proceso total: sólo rebaja la colina energética entre los reactivos y los productos
Al igual que la hidrogenación, la adición de otros reactivos al doble enlace es
generalmente exotérmica.
Casi siempre, la energía consumida en la ruptura de lso enlaces Y-Z y n es menor
que la liberada en la formación de los enlaces C-Y y C-Z.
C C
+ Y
Z
C C
Y
+ calor
Z
25
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Calor de hidrogenación y estabilidad de los alquenos
Los calores de hidrogenación indican que la estabilidad de un alqueno también
depende de la ubicación del doble enlace. Son característicos los ejemplos
siguientes:
CH3CH2CH CH2
30.3 kcal
CH3CH2CH2CH CH2
CH3CH CHCH3
cis 28.6; trans 27.6
CH3CH2CH CHCH3
30.1 kcal
cis 28.6; trans 27.6
CH3
CH3CHCH CH2
CH3
CH2
30.3 kcal
CCH2CH3
28.5
CH3
CH3C CHCH3
26.9
CONSTANTES FISICAS Y QUÍMICAS QUE DEBEN DE CONTROLARSE








Presión
Temperatura
Catalizador
Tiempo
Solubilidad entre H2 y compuesto organico.
Velocidad de reacción
Cantidad de H2
Energía interna
Hidrogenación de alquenos y alquinos
La saturación de alquenos y alquinos con átomos de hidrógeno se lleva a cabo en
presencia alguno de los siguientes catalizadores Pd, Pt, ó Ni en polvo.
a) Hidrogenación de alquenos
Ejemplo:
26
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
b) Hidrogenación de alquinos
Ejemplo:
Hidrogenación del benceno
La hidrogenación del benceno se lleva a cabo en condiciones muy similares a la
hidrogenación de los alquenos, esto es en presencia de Pd, Ni ó Pt.
EQUIPOS Y MATERIALES EN LA HIDROGENACIÓN




Cámara de reacción o de autoclaves.
o Materiales de acero al níquel, cromo o vanadio.
Aparatos de agitación.
Condensadores.
Controladores de temperatura.
27
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
OXIGENO
HISTORIA
A mediados del siglo XVII, científicos reconocieron que el aire contenía un
componente asociado con la combustión y la repicaron. Este componente fue
aislado recién en 1774 cuando Joseph Priestley descubrió el oxigeno, elemento
que tiempo después fue denominado oxigeno y que significa "formador de ácidos"
Desempeña un papel importante en la química de casi todos los otros elementos,
encontrándose en combinación con dichos elementos en una amplia variedad de
compuestos. Es el elemento más abundante de la corteza terrestre, constituye el
89% del agua y el 20,9% del aire en volumen.
ESTADO NATURAL.






Constituye el 20% en volumen y el
23.15% del peso de la atmósfera.
El 85.5% del peso de los océanos es
oxigeno.
En el cuerpo humano 65%.
En el agua 89%
En compuestos orgánicos de origen
animal y vegetal.
En feldespatos.
EL CICLO DEL OXIGENO
El oxígeno molecular (O2) representa el 20% de la atmósfera terrestre. Este
patrimonio abastece las necesidades de todos los organismos terrestres
respiradores y cuando se disuelve en el agua, las necesidades de los organismos
acuáticos. En el proceso de la respiración, el oxígeno actúa como aceptor final
para los electrones retirados de los átomos de carbono de los alimentos. El
producto es agua. El ciclo se completa en la fotosíntesis cuando se captura la
energía de la luz para alejar los electrones respecto de los átomos de oxígeno de
las moléculas de agua. Los electrones reducen los átomos de carbono (de bióxido
de carbono) a carbohidratos. Al final se produce oxígeno molecular y así el ciclo se
completa.
Por cada molécula de oxígeno utilizada en la respiración celular, se libera una
molécula de bióxido de carbono. Inversamente, por cada molécula de bióxido de
carbono absorbida en la fotosíntesis, se libera una molécula de oxígeno.
PROPIEDADES FISICAS
Tiene dos alotropos: O2 y O3. Cuando hablamos de oxigeno elemental o
molecular por lo general se entiende que nos referimos al dioxígeno (O2), la forma
normal del elemento, en tanto que el O3 se lo llama Ozono.
A temperatura ambiente es un gas incoloro e inodoro. Se condensa al estado
liquido a –183° y se congela a –218°. Es ligeramente soluble en agua.
28
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Número Atómico:
8
Estado:
Gas
Masa Atómica:
15,9994
Estructura cristalina:
Cúbica
No de protones/electrones:
8
Color:
Incoloro
Estructura electrónica:
2s2
Densidad:(kg/m3)
1,429
Números de oxidación:
-2.
Raras: -1,
+1, +2
Punto de fusión:
-218,79
ºC
Electronegatividad:
3,44
[Entalpía de fusión] kJ/mol
0,222
Energía de ionización (kJ.mol1):
1310
Punto de ebullición:
-182,95
ºC
Volumen atómico (cm3/mol):
14,04
[Entalpía de vaporización]
kJ/mol
3,41
Afinidad electrónica (kJ.mol-1):
141
Radio atómico (pm):
66
Radio iónico (pm)
(carga del ion):
140 (-2),
22 (+1)
[He]
2p4
PROPIEDADES QUIMICAS
En la naturaleza es un gas inerte, pero tiene la capacidad de combinarse con
todos los elementos dando óxidos y anhídridos.

 óxido básico o metálico.
Oxigeno + metal 
O2  Cu 
CuO
Casi todos los óxidos metálicos son compuestos iónicos, estos óxidos iónicos que
se disuelven en agua reaccionan para formar hidróxidos y se conocen como
anhídridos básicos u óxidos básicos.
Por ejemplo: el oxido de bario (BaO) reacciona con el agua para formar hidróxido
de bario
 Ba(OH)2 (ac)
BaO (s) + H2O (l) 

 óxido ácido o anhídrido.
Oxigeno + no metal 
O2  S 
 SO2
El estado de oxidación –2 es el más común. Los no metales forman óxidos
covalentes, son moléculas sencillas con puntos de fusión y ebullición bajos, la
mayoría de los óxidos no metálicos se combinan con el agua para formar
oxácidos.
29
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Por ejemplo: el dióxido de azufre (SO2) se disuelve en agua para formar ácido
sulfuroso
 H2SO3 (a.C.)
SO2 (g) + H2O (a.C.) 
Los óxidos que reaccionan con agua para formar ácidos se llaman anhidro ácidos
(anhidro significa sin agua) u óxidos ácidos.
 Electronegatividad.
La electronegatividad del oxigeno solo es inferior a la del flúor, por lo tanto exhibe
todos los estados de oxidación negativos en todos los compuestos excepto los
que tienen flúor
F  O2 
OF número de oxidación +2
Peróxido y superóxidos
Los compuestos que contienen enlaces O-O y con estado oxidación –1 se
denominan peróxidos.
El oxigeno tiene un estado de oxidación de –1/2 se llaman en O2- se conoce como
ion superoxido.
Ozono
Es un gas venenoso de color azul pálido con marcado olor irritante. La exposición
de 0,1 a 1 ppm produce dolor de cabeza, ardor de ojos, irritación de las vais
respiratorias, etc.
El ozono se disocia fácilmente y forma átomos de oxigeno reactivas: O3 (g) O2 (g)
+ O (g)
Es un agente oxidante mas fuerte que el oxigeno, una medida de este poder
oxidante es el alto potencial estándar de reducción del ozono en comparación con
el oxigeno
Forma ácidos con muchos elementos en condiciones en las que el oxigeno no
reacciona, de hecho oxida todos los metales excepto el oro y platino.
Los usos de ozono como sustancia química industrial son relativamente limitados,
se usa en ciertas ocasiones para el tratamiento de agua domestica en lugar del
cloro, eliminando de esta forma microorganismos como bacterias y para oxidar
materia orgánica.
Sí es muy utilizado en la industria farmacéutica y en la preparación de compuestos
orgánicos donde el ozono rompe los dobles enlaces carbono - carbono.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
El oxigeno se puede obtener ya sea del aire o de compuestos que lo contienen.



2H2O energía
eléctrica
2H2  O2 Electrolisis.

Experimento de Priestley
2HgO 
 2Hg  O2
U .V .
O3 
 O2
30
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

2H 2O2 

2H 2O  O2 Mediante peróxidos.
Un método común de laboratorio para obtenerlo es la descomposición
térmica de clorato de potasio (KClO3) con dióxido de manganeso (MnO2)
como catalizador:

2KClO3 

2KCl  3O2


USOS:






En las naves espaciales como comburente.
El oxígeno es necesario para las combustiones, respiración, fotosíntesis.
En altos hornos para la producción de aceros.
Uso terapéutico.
Soldadura oxhídrica
En la síntesis de ácido nítrico.
31
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
OXIDACIÓN
El proceso de de oxidación consiste en introducir oxigeno en un compuesto
orgánico por adición o sustitución.
La oxidación se puede llevar acabo en:

Liquida. En medio
 Ácido.
 Base
 Neutro

Vapor. En medio:
 Ácido
 Base
 Neutro


Sustancias no volátiles.
Compuestos de alto peso molecular,
estables a temperaturas que se
manejan, se requieren agente.



De bajo peso molecular.
Se emplean altas temperaturas.
Como se eleva la temperatura de
líquidos para llevarse a su fase vapor,
se requiere que no sean sustancias
que se oxiden o reduzcan.
Se utilizan catalizadores en polvo o
sólidos.
Fase

AGENTES OXIDANTES






Permanganatos
Cloratos
Cloritos
Peróxidos
Sales ferricas
Sales de cobre






Ácido hipocloroso
Ácido nítrico
Ácido arsénico
Ácido sulfúrico
Dicromatos
Nitrobenceno.
VARIABLES FISICAS A CONTROLAR EN LA OXIDACION







Presión
Temperatura
Catalizador
Tiempo
Concentración de sustancia.
o Agente oxidante
o sustancia a oxidar
o Catalizador
o deshidratante.
Velocidad de reacción
Agitación.
32
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Oxidación de alcanos (combustión)
La mayor importancia que tienen los hidrocarburos es la de ser utilizados como
combustibles. Los hidrocarburos arden en una atmósfera de oxígeno para formar
dióxido de carbono y agua. La reacción se acompaña del desprendimiento de
grandes cantidades de calor.
Las reacciones de este tipo constituyen la base para el uso de hidrocarburos como
fuentes de energía.
Ejemplo
Oxidación de alcoholes
La oxidación de un alcohol implica la pérdida de uno o más hidrógeno
(hidrógenos a) del carbono que tiene el grupo -OH. El tipo de producto que
se genera depende del número de estos hidrógenos a que tiene el alcohol,
es decir, si es primario secundario o terciario.
Un alcohol primario contiene dos hidrógenos a, de modo que puede perder
uno de ellos para dar un aldehído,
H
H
R C OH
H
Un alcohol 1º
Ambos, para formar un ácido carboxílico.
H
R C OH
H
Un alcohol 1º
R C O
Un aldehído
OH
R C O
Un ácido carboxílico
(En condiciones apropiadas, el propio aldehído puede oxidarse a ácido carboxílico.)
La oxidación de alcoholes primarios a ácidos carboxílicos se suelen realizar
empleando permanganato de potasio. Se obtienen mejores rendimientos si se
juntan el permanganato y el alcohol en un disolvente no polar utilizando la
catálisis de transferencia de fase. Cuando se completa la reacción, se filtra
una solución acuosa de la sal potásica soluble del ácido carboxílico para
separarla del MNO2, y el ácido se libera por adición de un ácido mineral más
fuerte.
- +
RCH2OH + KMnO4
Alcohol 1º Púrpura
RCOO K
+ MnO2 + KOH
Sol. en H2O
Pardo
H+
RCOOH
Un ácido carboxílico
Insol. en H2O
33
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Un alcohol secundario puede perder su único hidrógeno a para transformarse
en una cetona.
R
R
R C OH
H
Un alcohol 2º
R C O
Una cetona
Un alcohol terciario no tiene hidrógeno a, de modo que no es oxidado. (No
obstante, un agente ácido puede deshidratarlo a un alqueno y oxidar luego
éste.)
R
no hay oxidación
R C OH
R
Un alcohol 3º
Los aldehídos se oxidan con facilidad a ácidos carboxílicos, no así las
cetonas. La oxidación, que se debe a la diferencia en sus estructuras, es
la reacción que más distingue a los aldehídos de las cetonas; por
definición, un aldehído tiene un átomo de hidrógeno unido al carbono
carbonílico, el cual no aparece en una cetona.
Ejemplos
Máxima oxidación del etanol.
H
|
CH3 – C – H +
|
OH
etanol
1
2
 H2O + CH3 – CH
O2 
||
O
etanal
H
|
CH3 – C +
||
O
OH
||
1 O2 
 CH3 – C
2
||
O
.
OH
|
 CH3 – C + H2O
CH3 – CH2 + O2 
|
||
OH
O
Ácido acético
34
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Ejemplo.
H
|
H
|
 H2O +
+ 1/ 2 O2 
---difenilo
EQUIPO EMPLEADO EN LA OXIDACIÓN.




Calderas.
Aparatos de agitación.
Condensadores.
Controladores de temperatura.
35
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
NITROGENO
HISTORIA
El nitrógeno fue descubierto por el botánico escocés Daniel Rutherford en 1772.
Este científico observo que cuando encerraba u ratón en un frasco sellado, el
animal consumía rápidamente el oxígeno y moría. Cuando se eliminaba el aire fijo
(CO2) del recipiente quedaba un aire nocivo, el nitrógeno. El nombre de nitrógeno
(formador de nitratos) fue propuesto por J. Chaptal. Fue licuado por primera vez
en 1877 por L. Cailletet.
ESTADO NATURAL
Libre:
 El nitrógeno constituye el 79% en
volumen de la atmósfera terrestre
donde esta presente en forma de
moléculas de N2.
Combinado:
 Aunque es un elemento clave en los
organismos vivos los compuestos de
nitrógeno no abundan en la corteza
terrestre, los depósitos naturales de
nitrógeno son los de KNO3 en la
India y NaNO3 en Chile y otras
regiones desérticas de América.
 En la base del ADN.
 Formando parte del ácido nítrico y
amoniaco.
 Forma parte de las proteínas que se
encuentran en músculos y tejidos.
CICLO DEL NITROGENO.
Todos los seres vivos requieren de átomos de nitrógeno para la síntesis de
proteínas de una variedad de otras moléculas orgánicas esenciales. El aire, que
contiene 79% de nitrógeno, se utiliza como el reservorio de esta sustancia.
A pesar del gran tamaño del patrimonio de nitrógeno, a menudo es uno de los
ingredientes limitantes de los seres vivos. Esto se debe a que la mayoría de los
organismos no puede utilizar nitrógeno en forma elemental, es decir: como gas N 2.
Para que las plantas puedan sintetizar proteína tienen que obtener el nitrógeno en
forma "fijada", es decir: incorporado en compuestos. La forma más comúnmente
utilizada es la de iones de nitrato, NO3-. Sin embargo, otras sustancias tales como
el amoníaco NH3 y la urea (NH2) 2CO, se utilizan con éxito tanto en los sistemas
naturales como en forma de fertilizantes en la agricultura.
Fijación del Nitrógeno. La molécula de nitrógeno, N2, es bastante inerte. Para
separar los átomos, de tal manera que puedan combinarse con otros átomos, se
necesita el suministro de grandes cantidades de energía. Tres procesos
desempeñan un papel importante en la fijación del nitrógeno en la biosfera. Uno
de estos es el relámpago. La energía enorme de un relámpago rompe las
moléculas de nitrógeno y permite que se combinen con el oxígeno del aire. Los
óxidos de nitrógeno formados se disuelven en el agua de lluvia y forman nitratos.
36
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
En esta forma pueden ser transportados a la tierra. La fijación atmosférica del
nitrógeno probablemente representa un 5-8% del total.
Las bacterias son capaces de fijar el nitrógeno atmosférico tanto para su huésped
como para sí mismas.
A pesar de la amplia investigación desarrollada, todavía no es claro de que
manera los fijadores del nitrógeno son capaces de vencer las barreras de alta
energía inherentes al proceso. Aunque el primer producto estable del proceso es
el amoníaco, este es incorporado rápidamente en las proteínas y en otros
compuestos orgánicos que contienen nitrógeno. Podemos decir, entonces, que la
fijación del nitrógeno en las proteínas de la planta (y de los microbios).
Descomposición. Las proteínas sintetizadas por las plantas entran y atraviesan
redes alimentarías al igual que los carbohidratos. En cada nivel trófico se
producen desprendimientos hacia el ambiente, principalmente en forma de
excreciones. Los beneficiarios terminales de los compuestos nitrogenados
orgánicos son microorganismos de descomposición. Mediante sus actividades, las
moléculas nitrogenadas orgánicas de las excreciones y de los cadáveres son
descompuestas y transformadas en amoniaco.
Nitrificación. El amoniaco puede ser absorbido directamente por las plantas a
través de sus raíces y, como se ha demostrado en algunas especies, a través de
sus hojas. (Estas últimas, cuando se exponen a gas de amoniaco previamente
marcado con isótopos radiactivos, incorporan amoniaco en sus proteínas). Sin
embargo, la mayor parte del amoníaco producido por descomposición se convierte
en nitratos. Este proceso se cumple en dos pasos. Las bacterias del género
nitrosomonas oxidizan el NH3 y lo convierten en nitritos (NO2-). Los nitritos son
luego oxidados y se convierten en nitratos (NO3-) mediante bacterias del género
Nitrobacter. Estos dos grupos de bacterias quimioautotróficas se denominan
bacterias nitrificantes. A través de sus actividades (que les suministran toda la
energía requerida para sus necesidades), el nitrógeno es puesto a disposición de
las raíces de las plantas.
Desnitrificación. Si el proceso descrito antes comprendiera el ciclo completo del
nitrógeno, estaríamos ante el problema de la reducción permanente del patrimonio
de nitrógeno atmosférico libre, a medida que es fijado comienza el ciclaje a través
de diversos ecosistemas. Otro proceso, la desnitrificación, reduce los nitratos a
nitrógeno, el cual se incorpora nuevamente a la atmósfera. Así, otra vez, las
bacterias son los agentes implicados. Estos microorganismos viven a cierta
profundidad en el suelo y en los sedimentos acuáticos donde existe escasez de
oxígeno. Las bacterias utilizan los nitratos para sustituir al oxígeno como aceptor
final de los electrones que se desprenden durante la respiración. Al hacerlo así,
las bacterias cierran el ciclo del nitrógeno.
37
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
PROPIEDADES FISICAS.
Gas incoloro, inodoro, insípido compuesto por moléculas de N2
En estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua.
El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas, pasando de la
forma  (cúbica) a la  (hexagonal) por encima de -237,54ºC.
El elemento exhibe todos los estadios de oxidación desde +5 hasta –3, los
estados +5, 0 y –3 son los mas comunes (HNO3, N2 y HN3 resp.) y estables.
Número Atómico:
7
Estado:
Gas
Masa Atómica:
14,0067
Estructura cristalina:
Hexagonal
No de protones/electrones:
7
Color:
Incoloro
Estructura electrónica:
[He] 2s2
2p3
Densidad:(kg/m3)
1,429
Números de oxidación:
-3, -2, -1,
+1, +2, +3,
+4, +5
Punto de fusión:
-210,00
°C
Electronegatividad:
3,04
[Entalpía de fusión] kJ/mol
0,36
Energía de ionización (kJ.mol1):
1400
Punto de ebullición:
-195,8ºC
Volumen atómico (cm3/mol):
15,92
[Entalpía de vaporización]
kJ/mol
2,7885
Afinidad electrónica (kJ.mol-1):
-7
Radio atómico (pm):
74
Radio iónico (pm)
(carga del ion):
171 (-3)
Presenta isotopía
Dos isótopos naturales: 14-N (99,634%) y 15-N (0,366%).
Trece isótopos inestables cuyo período de semi - desintegración oscila entre 11
milisegundos (12-N) y 9,965 minutos (13-N).
PROPIEDADES QUIMICAS.
Es bastante inerte, ya que la molécula es muy estable. Cuando se calienta
nitrógeno se combina directamente con litio, magnesio o calcio formando nitruros;
también lo hace con óxidos metálicos y con el carbono; cuando una mezcla de
nitrógeno con oxígeno se somete a un descarga eléctrica se forma primero óxido
nítrico (NO) y después dióxido (NO2); cuando se calienta a presión con hidrógeno
y un catalizador se obtiene amoníaco (NH3)(Proceso Haber-Bosch). El amoníaco
es un fertilizante y puede oxidarse a ácido nítrico (Proceso Ostwald).
38
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
MÉTODOS DE OBTENCIÓN.
 A partir del aire.
El nitrógeno elemental se prepara industrialmente por la destilación fraccionada
del aire líquido.

Por descomposición calorífica de un compuesto de nitrógeno inestable.
NH 4 NO2( s ) calentamie

 2H 2O( g )  N2( g )
nto suave
disolución

Por oxidación del amoniaco.
2NH3  3CuO 
3H2O  3Cu  N2

También se forma cuando el amoniaco se quema con oxigeno puro.
3O2( g )  4NH3( g ) 
2N2( g )  6H2O( g )

En pequeñas cantidades para uso del laboratorio calentando una solución
acuosa saturada con cloruro de amonio y nitrato de sodio.
NH4Cl(ac)  NO3(ac) 
 N2( g )  2H2O
PRINCIPALES COMPUESTOS
Ácido Nítrico HNO3
El ácido nítrico (líquido incoloro) que se obtiene a partir del amoníaco, es un ácido
fuerte y oxidante poderoso y se emplea en la fabricación de nitratos, nitración de
sustancias orgánicas.
Propiedades físicas:







Punto de fusión: -42 °C
Punto de ebullición: 83°C
Densidad: 1.52 g/ml.
Se presenta en formas:
Concentrado o fumante; ligeramente amarillo y en contacto con el aire
produce abundantes humos rosáceos peligrosos si se respiran. Tienen
poca cantidad de agua.
Ordinario; siendo incoloro, con un 30% de agua. No humea al aire.
Sobre la piel produce una coloración amarillenta al reaccionar con ciertas
proteínas y formar ácido xantoproteico amarillo.
39
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Propiedades químicas.


Es un ácido fuerte y poderoso agente oxidante, ataca casi todos los metales
excepto el oro (Au) y platino (Pt)
Los vapores de ácido nítrico se descomponen a 250°C. Su descomposición
produce oxigeno, lo que explica sus propiedades oxidantes.

2 HNO3 

2 NO2  H 2O  O
2 HNO3 
 N 2  H 2O  5O
2 HNO3 
 2 NO  H 2O  3O
 Oxidación De los metaloides.
Por ejemplo:
a) oxidación del azufre con desprendimiento de vapores nitrosos y formación
de ácido sulfúrico en el líquido.
b) Oxidación del fósforo blanco con formación de anhídrido fosfórico P2O5
c) Oxidación del hidrógeno con formación de N2 o de NH3 en presencia de un
catalizador.
 Oxidación de los metales.
Ejemplo:
8HNO3  3Cu 
3Cu( NO3 )2  4H2O  2NO

Ya que es un ácido fuerte neutraliza las bases dando agua y una sal
(nitratos)
HNO3  NaOH 
 NaNO3  H 2O nitrato de sodio  agua
2 HNO3  Ca (OH ) 2 
 Ca ( NO3 ) 2  2 H 2O nitrato de calcio  agua
MÉTODOS DE OBTENCIÓN

Partiendo de los nitratos naturales. Se desplaza el ácido nítrico por acción
del áciso sulfúrico sobre un nitrato natural de potasio o de sodio.
H2 SO4  NaNO3 
 HNO3  NaHSO4
 Por síntesis.
a) Método del arco: Se oxida directamente el nitrógeno, a temperatura elevada
combinándose con el oxigeno para formar el bióxido de nitrógeno:
N2O2 
 2NO
A temperatura ambiente el bióxido de nitrógeno se transforma en peroxido
NO2, que se lleva a una torre de coque donde cae una lluvia de agua; el
peroxido se transforma en ácido nítrico.
2NO2  12 O2  H2O 
2HNO3
b) Por oxidación del Amoniaco.
5 O  2 NH 
2 2
3  2 NO2  3H 2O
40
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Amoniaco NH3
El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos más importantes de nitrógeno.
Es un gas tóxico incoloro que tiene un olor irritante característico.
Propiedades físicas.





Densidad: 0.588
Se licua con presión normal con temperatura: 35.7 °C
Soluble en agua
Temperatura de solidificación: -75°C
Pierde solubilidad a la temperatura de 60°C
Propiedades químicas.
Descomposición del amoniaco.
 Por la combinación de chispa eléctrica y calor.
2NH3 
 N2  3H2
 Por combustión con el oxigeno.
2NH3  32 O2 
3H2O  N2
 En presencia de un catalizador donde se da la oxidación.
NH3  2O2 
 H2O  HNO3
 Como reductor de un oxido se obtiene nitrógeno químicamente puro.
2NH3  3CuO 
3H2O  3Cu  N2

La solución de amoniaco en agua tiene las características de una base
como son:
 Neutraliza los ácidos, forma sales y agua.
 Desplaza de sus sales a las bases insolubles.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN

Método de G. Claude y Haber. Por síntesis haciendo pasar una mezcla de
nitrógeno e hidrógeno a alta presión sobre hierro en polvo calentado a
temperatura de 500°C como catalizador.
La producción comercial de NH3 se lleva a cabo por el proceso Haber:
 2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 

Por cinamida calcica
CaCN2  3H2O 
CaCO3  2HN3

En el laboratorio por el cloruro de amonio.
2NH4Cl  CaCO 
CaCl2  H2O  2NH3
41
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Óxidos de nitrógeno
El nitrógeno forma tres óxidos comunes:

Oxido nitroso (N2O): se conoce también como gas hilarante, gas incoloro,
fue la primera sustancia utilizada como anestésico general. Se emplea
como gas comprimido en varios aerosoles y espumas. Se lo puede preparar
en el laboratorio por calentamiento de amonio (NH4NO3) a 200°.
 N2O (g) + 2 H2O (g)
NH4NO3 (s) 

Oxido nítrico (NO): gas incoloro pero a diferencia del oxido nitroso, es
ligeramente tóxico. Se prepara en grandes cantidades a partir del
amoniaco. El amoniaco es oxidado en presencia de un catalizador de
platino
4NH3( g )  5O2( g ) 
4NO( g )  6H2O

Dióxido de nitrógeno (NO2): gas de color amarillento constituyente
importante del smog, venenoso y de olor asfixiante.
Acido nitroso (HNO2)
Menos estable que el ácido nítrico, se produce normalmente por la acción de un
ácido fuerte como el ácido sulfúrico (H2SO4) sobre una solución fría de una sal de
nitrito como en nitrito de sodio (NaNO2).
USOS.
N2
 El nitrógeno líquido se usa como
refrigerante
 Atmósfera inerte en lámparas
 en la industria electrónica para
crear atmósferas inertes en la
producción de transistores, diodos,
etc.
 industria del acero (limpieza)
 en industria del petróleo para
incrementar la presión en los pozos
y forzar la salida del crudo.
 como propelente de aerosoles y
extintores.
 A causa de su baja reactividad se
usan grandes cantidades de N2
para excluir el O2 durante el
almacenamiento y empaque de
alimentos,
 en la manufactura de productos
químicos,
 fabricación de metales
HNO3
NH3
 se usa como
fertilizante en forma
de sales amónicas,
 Desoxidación de los
urea y cianamida
metales.
 en la fabricación del
 En la industria del
hielo y en algunas
ácido sulfúrico
maquinas de
(procedimiento de las
refrigeración.
cámaras de plomo).
 Como fertilizante en
 Para la preparación de
forma de sales
abonos nitrogenados.
amónicas.
 Para la fabricación de
 Para la fabricación
materiales colorantes.
de materias
 Como reactivo de
plasticas y
laboratorio.
colorantes.
 Para la fabricación de
 Limpieza de
nitrocelulosa.
metales.
 En explosivos.
 Como reactivo
analítico.
42
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
NITRACIÓN
Nitración es el proceso por el cual se efectúa la unión del grupo nitro (  NO2 ) a un
átomo de carbono, lo que generalmente tiene efecto por substitución de un átomo
de hidrógeno.
R  H  HO  NO2  R  NO2  H 2O
AGENTES
La elección del agente nítrate ( sustancia que nos genera e! grupo nitro ) y la
técnica de nitración, se determinan por factores como la constitución química y
propiedades físicas del compuesto orgánico a nitrar y las características
económicas del proceso.
Algunos agentes son los siguientes:







Mezclas nitrantes, por ejemplo, ácido nítrico mezclado con un agente
deshidratante como el óleum, ácido sulfúrico, anhídrido acético, pentóxido
de fósforo.
Nitratos alcalinos en presencia de ácido sulfúrico.
Nitratos orgánicos como nitrados de acetilo de benzoilo.
Nitratos metálicos con ácido acético.
Tetróxido de nitrógeno.
Anhídrido nítrico.
Dióxido de nitrógeno
Las mezclas nitrantes están formadas por la sustancia a nitrar, el agente nitrante y
un agente deshidratante para eliminar el agua.
La reacción generalizada de nitración con ácido nítrico es:
R  H  HNO3  R  NO2  H 2O
La reacción generalizada de nitración con el ácido nitrosulfúrico es:
HOSO2  O  NO2  RH  R  NO2  H 2 SO4
Nitratos alcalinos y ácido sulfúrico.
El ácido nítrico necesario para la nitración se obtiene de mezclar un nitrato alcalino
y ácido sulfúrico como se vio en la obtención del HNO3 anteriormente.
Nitratos orgánicos (nitrato de acetilo o de benzoilo )
La reacción generalizada:
Nitración con nitrato de acetilo:
R  H  CH3COO  NO2  R  NO2  CH3COOH
Nitración de benzoilo:
R  H  C6 H 5COO  NO2  R  NO2  C6 H 5COOH
43
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Nitratos metálicos.
Sirven como agentes mirantes algunos metálicos disueltos en anhídrido acético
como los nitratos cúprico, férrico y de aluminio.
Cuando se hacen reaccionar aminas se obtiene su acetilación y su nitración.
M  ( NO2 ) 3  3R  H  3R  NO2  M 3 H
( nitrato metálico)
( hidruro )
Tetróxido de nitrógeno ( N 2 O4 )
El tetróxido de nitrógeno muestra una pequeña reactividad con el benceno,
clorobenceno y el tolueno.
La reacción generalizada es:
R  H  NO2  NO2  R  NO2  HNO2
Anhídrido nítrico.
Es uno de los agentes mas vigorosos.
La reacción generalizada es:
N 2O5  R  H  R  NO2  HNO3
Dióxido de nitrógeno
Se utiliza para la nitración catalítica de las parafinas.
La nitración fotoquímica con NO2 con el benceno y nitrobenceno en fase liquida o
vapor da lugar a la formación de nitrobenceno y dinitrobenceno respectivamente.
El NO2 es un gas amarillento sumamente tóxico con olor sofocante.
Cu  4HNO3  Cu( NO3 ) 2  2H 2O2NO2
La reacción generalizada es:
R  H  2 NO2  R  NO2  HNO2
NITRODERIVADOS.
1. Nitroparafinas
Las materias primas para la preparación de nitroparafinas son el gas natural, el
petróleo, ácido nítrico diluido o dióxido de nitrógeno.
Para nitrar en fase vapor las parafinas de bajo peso molecular (metano a decano)
se utilizan altas temperaturas ( 300° a 500° C ) y ácido nítrico relativamente
diluido. Cuando se nitra una parafina en fase vapor entre 350° y 500° C son
posibles todos los derivados monosustituidos que pueden resultar de la sustitución
por el grupo nitro de cualquiera de los átomos de hidrógeno o radicales alquílicos
presentes.
Nitración en fase líquido - vapor de las parafinas de mayor peso molecular
Se lleva a cabo cuando las parafinas más altas se Filtran en fase líquida con ácido
nítrico en fase vapor, la reacción es fácil a temperaturas relativamente bajas. Se
logra de manera sencilla y eficiente la mezcla de reactivos introduciendo el ácido
nítrico a través de un serpentín sumergido en la parafina.
44
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Propiedades de las nitroparafinas puras:
• Casi insoluble en agua
• Incoloras
• Olor suave parecido al cloroformo
• Al aumentar el peso molecular disminuye su punto de fusión y peso específico.
2. Esteres del ácido nítrico de compuestos alifáticos.
La nitración de alcoholes polivalente alifáticos y de hidratos de carbono da lugar a
la formación de esteres del ácido nítrico.
Estos compuestos, aunque
ordinariamente se conocen como nitroderivados, son verdaderos nitratos. Los
nitratos de glicerina, glicol. celulosa, almidón y azúcar son los más importantes de
este grupo de esteres.
3. Nitroderivados aromáticos
Prácticamente todos los agentes se emplean en su preparación. Su elección
puede determinar la posición del grupo nitro entrante. Las proporciones en que se
forman los isómeros dependen de la temperatura de nitración. Del naftaleno se
puede obtener dos mononitroderivados diferentes: los compuestos,  y  . El
grupo de la antraquinona produce tres nitroderivados, éstos varían con la posición
de los grupos nitro.
4. Nitración de aminas y fenoles. Acilación.
Puesto que las aminas son muy susceptibles de oxidación. primero se protege el
grupo  NH 2 , convirtiendo la amina en su derivado acilado.
R  NH 2  R  COOH  R  NH  CO  R  H 2O
La posición del grupo  NO2 , es afectada por la elección de es agentes acilantes y
nitrantes. Los agentes nitrantes que se usan con mezclas con ácido sulfúrico,
acético, nítrico, nitrato de acetilo, anhídrido acético y mezclas sulfonitricas.
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA NITRACIÓN
Temperatura.
La temperatura no tiene una influencia directa sobre la orientación de los
grupos  NO2 , sin embargo, influye notablemente en la pureza del producto de
reacción. Al elevar la temperatura se aumenta el grado de nitración.
Cuando se han de nitrar compuestos fácilmente oxidados, es muy importante
mantener la temperatura lo suficientemente baja para evitar oxidaciones.
Agitación.
La reacción de nitración puede verificarse en fase ácida como en fase orgánica.
Por emulsión puede conseguirse que cada fase esté siempre saturada de la otra y,
en estas condiciones, la velocidad de reacción en cada fase es constante, aunque
en la fase ácida es varias veces mayor que en la fase orgánica.
La velocidad de reacción decrece rápidamente cuando la superficie de contado
entre las fases se reduce.
45
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Solubilidad.
Este factor nos indica la solubilidad de los nitroderivados en el ácido sulfúrico. A
medida que aumenta la temperatura crece la solubilidad; ésta disminuye con la
dilución del ácido.
Puesto que los nitroderivados se disuelven mejor en el ácido sulfúrico más
concentrado, empleando mezclas sulfonítricas con gran concentración de H 2 SO4 ,
se podrá llegar antes a un determinado grado de nitración.
DATOS TÉRMICOS REFERENTES A LA PREPARACIÓN Y EMPLEO DE LOS
NITRODERIVADOS
• La reacción esencial en la nitración se desarrolla con un gran desprendimiento
de calor.
• El calor de nitración disminuye a medida que aumenta el número de grupos nitro
introducios.
• El calor de formación tiende a un máximo para el segundo o tercer miembro de la
serie, y luego disminuye.
• Cuanto más próximos están los grupos nitro en el anillo del benceno, mayor es
ha tensión intramolecular y más bajo el calor de formación.
APARATOS PARA LA NITRACIÓN
Las nitraciones se llevan acabo en calderas cerradas, provistas con mecanismo de
agitación y dispositivos para poder regular la temperatura de reacción.
Los
nitradores se constituyen ordinariamente de acero y fundiciones resistentes a los
ácidos. En algunos casos se necesita emplear aleaciones más resistentes, como
son los aceros al níquel - cromo.
Los dos atributos esenciales de todo nitrador seguro y eficaz son la transmisión de
calor y agitación.
Transmisión de calor.
Cuando la relación temperatura depende únicamente de la transmisión de calor a
las camisas exteriores, el aumento del volumen de los aparatos no determinara un
aumento proporcionado de la superficie de intercambio calorífico. La superficie de
intercambio aumenta con el cuadrado, mientras que el volumen aumenta con el
cubo de la unidad aumentada. Para contrarrestar esta disminución de la relación
superficie a volumen han de introducirse en el nitrador serpentines y tubos de
refrigeración interior, tomando en cuenta los diversos factores térmicos que
intervienen en este proceso básico.
Agitación.
Es de gran importancia obtener una buena agitación dentro del nitrador.
La agitación, evitará que se produzcan sobrecalentamientos locales en la zona
donde se ponen en contacto el ácido y el compuesto orgánico, lo que redundará
en la buena marcha de la operación. Además, el que la reacción se verifique más
o menos fácilmente depende de que se logre una buena dispersión del reactivo en
la carga tan pronto como se pone en contacto con ella, ya que de esta manera se
mantendrá una temperatura uniforme en toda la caldera.
46
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Los nitradores van provistos generalmente de uno de estos tres tipos de
agitadores:
• De paletas, sencillo o doble.
• Turboagitadores, con cascada o sin ella
• De circulación externa ( por túnel)
MÉTODOS ACTUALES DE PRODUCCIÓN DE ALGUNOS NITRODERIVADOS
IMPORTANTES
Preparación de Nitrobenceno.
NO2
 NO2OH 
 H 2O
Se utilizan los ácidos residuales. Se comienza por poner en el nitrador una
cantidad suficiente de ácido agotado ( procede de operaciones anteriores
conteniendo nitrobenceno y ácido nítrico ), luego se hace pasar agua fría por un
sistema de refrigeración después se bombea la carga del benceno hasta el
nitrador. La mezcla sulfonítrica se introduce por encima de la superficie libre del
hidrocarburo llegando a una masa a través de un embudo de plomo y después se
lleva al nitrador (agitador). La temperatura de nitración del benceno puede variar
dentro de límites bastante amplios.
Nitración continúa con ácido residual regenerado.
Este tipo de nitración se utiliza para nitrar benceno ( por adición de pequeñas
cantidades de ácido nítrico ), utilizando como agente el ácido residual regenerado.
En este caso es necesario hacer circular grandes cantidades de mezcla nitrante,
con bajo contenido de ácido nítrico y gran capacidad calorífica, separando de
manera continua el agua producida por el proceso.
Nitración continua con ácido nítrico:
Aquí se emplea como agente mirante al ácido nítrico, esto es posible si se habilita
algún medio para lograr la separación total del agua producida en la nitración.
Dentro de las instalaciones utilizadas para el proceso se debe tener la columna de
nitración de tal forma que retenga una cierta cantidad de reactivos y hacer posible
la marcha continua de la operación.
La mezcla de gases que sale del tubo de reacción contiene nitroparafinas, vapor
de agua, ácido nítrico sin reaccionar, óxido de nitrógeno y al condensar la mezcla
se separa la nitroparafina.
RECUPERACIÓN DEL ÁCIDO RESIDUAL EN LAS NITRACIONES
En la nitración de compuestos aromáticos como benceno, tolueno y fenol, los
ácidos residuales se obtienen como subproductos. Estos contienen ácido sulfúrico,
con pequeñas cantidades de ácido nítrico y relativamente grandes proporciones
de agua.
47
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Procedimiento:
a) El paso principal para la recuperación de los ácidos residuales consiste en
separar del ácido sulfúrico diluido los ácidos nítrico y nitroso.
b) Primero diluir hasta que la concentración de ácido sulfúrico sea
aproximadamente del 70% y luego calentar la solución a temperatura suficiente
para que se expulsen los compuestos volátiles.
c) Los vapores resultantes de ácido nítrico se condensan, mientras que los
vapores nitrosos se absorben en ácido nítrico diluido.
d) La oxidación final de los gases absorbidos se realiza por mezcla y agitación con
oxigeno atmosférico.
Donde mejor se efectúan estas operaciones es en torres de desnitración
construidas con materias resistentes a los ácidos.
Los sistemas más empleados en la desnitración y absorción, en esencia consisten
en :
1. Una torre de desnitración
2. Otra de " blanqueo " llena con discos o cilindros.
3. Un condensador de serpentín de hierro silicioso.
4. Una serie de torres de absorción.
Ejemplos de nitración:

Nitración del eteno.
H H
|
|

C = C + OH – NO2 
| |
H H

H H
| |
C – C + H2O
| |
H NO2
Nitración del benceno.
48
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
AZUFRE
HISTORIA
Aunque se conoce desde hace miles de años, no fue hasta que Lavosier demostró
que es una sustancia elemental.
El primer azufre industrial fue obtenido en Silicia a principios del siglo XV, pero fue
hasta 1735 cuando comenzó la competencia por obtener este elemento, cuando
se descubrió un procedimiento para la producción de ácido sulfúrico por medio del
azufre.
ESTADO NATURAL.
Libre:
 En regiones de actividad volcánica.
 En los gases y vapores emitidos por los cráteres activos
 En las fuente termales.
Combinado:
 En yacimientos subterráneos
 Como compuestos binarios Sulfuros.
 Hidrogeno Sulfurado H2S
 Sulfuros naturales: Piritas (la más importante: FeS2), galena (PbS), cinabrio
(HgS),
 Sulfatos naturales: blenda (ZnS), estibinita (Sb2S3), yeso (CaSO4.2H2O), sal
celestina (SrSO4), barilina (BaSO4),
 En Petróleo y gas natural.
 En sustancias orgánicas de origen animal y vegetal como los aceites de ajo
y mostaza, huevos, cabello, proteínas.
CICLO DEL AZUFRE.
El azufre esta incorporado prácticamente en todas las proteínas y de esta manera
es un elemento absolutamente esencial para todos los seres vivos. Se desplaza a
través de la biosfera en dos ciclos, uno interior y otro exterior. El ciclo interior
comprende el paso desde el suelo (o desde el agua en los ambientes acuáticos) a
las plantas, a los animales, y de regreso nuevamente al suelo o al agua. Sin
embargo, existen vacíos en este ciclo interno. Algunos de los compuestos
sulfúricos presentes en la tierra (por ejemplo, el suelo) son llevados al mar por los
ríos. Este azufre se perdería y escaparía del ciclo terrestre si no fuera por un
mecanismo que lo devuelve a la tierra. Tal mecanismo consiste en convertirlo en
compuestos gaseosos tales como el ácido sulfhidrico (H2S) y el bióxido de azufre
(SO2). Estos penetran en la atmósfera y son llevados a tierra firme. Generalmente
son lavados por las lluvias, aunque parte del bióxido de azufre puede ser
directamente absorbido por las plantas desde la atmósfera.
Las bacterias desempeñan un papel crucial en el ciclaje del azufre. Cuando está
presente en el aire, la descomposición de los compuestos del azufre (incluyendo la
descomposición de las proteínas) produce sulfato (SO 4). Bajo condiciones
anaeróbicas, el ácido sulfhidrico (gas de olor a huevos podridos) y el sulfuro de
dimetilo (CH3SCH3) son los productos principales.
49
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Cuando estos dos últimos gases llegan a la atmósfera, son oxidadas y se
convierten en bióxido de azufre. La oxidación ulterior del bióxido de azufre y su
disolución en el agua lluvia produce ácido sulfhidrico y sulfatos, formas principales
bajo las cuales regresa el azufre a los ecosistemas terrestres.
El carbón mineral y el petróleo contienen también azufre y su combustión libera
bióxido de azufre en la atmósfera.
PROPIEDADES FÍSICAS.
El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble
en disulfuro de carbono.
En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas
o modificaciones;
La estructura básica es un anillo de ocho átomos. El -azufre (rómbica) es la
forma estable termodinámicamente; su estructura básica está formada por
dieciséis anillos de ocho átomos. Es amarillo, insoluble en agua y ligeramente en
sulfuro de carbono. El -azufre (monoclínica) aparece a partir del anterior por
encima de 95,6ºC; su estructura básica está formada por seis anillos de ocho
átomos. Es amarillo, insoluble en agua y ligeramente en sulfuro de carbono.
El -azufre (ciclooctaazufre) se forma a partir del anterior por encima de 118,9ºC.
Es un líquido transparente, fluido, amarillo y está formado por anillos de ocho
átomos. Soluble en sulfuro de carbono. Al aumentar la temperatura empieza a
aparecer -azufre o azufre polimérico, que predomina por encima de 159ºC; es de
color marrón oscuro, muy viscoso y tiene una estructura de largas cadenas
helicoidales. La viscosidad alcanza el máximo a180ºC. Es insoluble en sulfuro de
50
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
carbono. A 444,6ºC el -azufre entra en ebullición. El vapor de azufre es amarillo o
naranja según la temperatura y contiene unidades S8, S6, S4 y S2.
El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad.
No es venenoso
Número Atómico:
16
Estado:
Sólido
Masa Atómica:
32,066
Estructura cristalina:
Ortorrómbica
No de protones/electrones:
16
Color:
Amarillo
2070
(rómbico),
1957
(monoclínico);
(20 ºC)
Estructura electrónica:
[Ne] 3s2 3p4
Densidad:(kg/m3)
Números de oxidación:
-2, +2, +4,
+6
Punto de fusión:
115,21°C
Electronegatividad:
2,58
[Entalpía de fusión] kJ/mol
1,23
Energía de ionización (kJ.mol-1):
1000
Punto de ebullición:
444,60ºC
Volumen atómico (cm3/mol):
15,49
[Entalpía de vaporización]
kJ/mol
9,62
Afinidad electrónica (kJ.mol-1):
200
Radio atómico (pm):
104
Radio iónico (pm)
(carga del ion):
184 (-2), 37
(+4), 29 (+6)
Presenta isotopía.
Cuatro isótopos naturales: 32-S (95,02%), 33-S (0,75%), 34-S (4,21%) y 36-S
(0,02%). Veinte inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre 21
milisegundos (27-S) y 87,32 días (35-S).
PROPIEDADES QUÍMICAS

Reacciona con los metales menos con Au y Pt.

S  Fe 

FeS

S  Zn 

ZnS
 Con el oxigeno.

2S  O2 

2SO

2SO  O2 

2SO2
SO2  O2 
 2SO3
Cámara de
combustión
Cámara catalítica
51
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

Con el carbono. Al pasar vapores de S sobre carbono al rojo.

S( r )  CRojo 

CS2

Reacciona con los halógenos.
S( fundido)  Cl2 
S2Cl2
MÉTODOS DE OBTENCIÓN

Por recalentamiento de las piritas de hierro en recipiente cerrado.
3FeS2 
 Fe3S4  S2

Calentando las tierras sulfúreas para que el S nativo se separe de cuerpos
extraños por fusión o subliminación.

Na2CO3  ZnCl2 
2NaCl  SO3Zn

Procedimiento de Frasch.
Inventado
en
1891
por
el
químico
estadounidense Herman Frasch. En este
método se introducen en el depósito de azufre
cuatro tuberías concéntricas, la mayor de la
cuales mide 20 cm de diámetro. A través de
las dos tuberías exteriores se inyecta agua
calentada bajo presión a 170 °C, fundiendo el
azufre. Cuando se ha conseguido fundir una
cantidad suficiente de azufre, el aire caliente
baja por las tuberías internas formando una
espuma con el azufre fundido, lo que hace
subir la mezcla a la superficie por la tubería
restante. Entonces se coloca el azufre en
contenedores de madera donde solidifica,
alcanzándose una pureza de un 99,5%.
El azufre también puede extraerse de las piritas por destilación en retortas de
hierro o arcilla refractaria, aunque con este proceso el azufre obtenido suele
contener porciones de arsénico.
En Sicilia se colocan las rocas sulfurosas en grandes pilas y se prenden. El azufre
líquido que se va formando pasa a unos moldes de madera en los que solidifica,
produciéndose el llamado azufre en cañón. Este último puede purificarse
posteriormente por destilación, haciendo pasar el vapor por una gran cámara de
ladrillos, en cuyas paredes se condensa en forma de polvo fino llamado flor de
azufre.
52
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
USOS.
 En la obtención de Ácido sulfúrico
 En la fabricación de pólvora,
 En la fabricación de fósforos,
 Fabricación de insecticidas.
 Para medicinas,
 Vulcanizado de caucho.
 Fertilizantes
 Seda artificial
 Colorantes
 Vidrios.
 En los acumuladores

como desecante y reactivo químico.
Anhídrido Sulfúrico SO3
Sólido: hierve fácilmente
Líquido: cristaliza en aguas muy finas.
Obtención: SO2O 
 SO3
Aplicaciones:
Como deshidratante
Para obtención de ácido sulfúrico.
Ácido Sulfúrico H2SO4
Propiedades Físicas
 Líquido, incoloro, inodoro
 Tono venenoso espeso
 Fuerte sabor a vinagre
Propiedades Químicas
 Muy corrosivo
 Ácido fuerte
 Ataca a todos lo metales excepto al oro y platino.
 Deshidratante energético
Obtención
 Procedimiento de contacto. Por ácidos fumantes.
 Procedimiento de las cámaras de plomo: para ácidos ordinarios.
 En ambos casos consiste en oxidar el SO2 para convertirse en SO3 que
con el agua dará H2SO4
Aplicaciones
 Colorantes.
 Materias plasticas
 Textiles sinteticos
 Explosivos
 Perfumes
 Preparación de la mayor parte de los ácidos orgánicos y minerales
53
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Ácido Sulfhídrico. H2S
El H2S (gas con olor a huevos podridos) en pequeñas concentraciones puede ser
metabolizado, aunque irrita las mucosas, pero a altas concentraciones puede
producir una muerte rápida por parada respiratoria (y, a pesar de su mal olor, se
pierde pronto el olfato): es tan peligroso como el cianhídrico.
Obtención
 Tratando el sulfuroso ferroso (FeS) por el HCl o H2SO4 diluidos.
Fe  2 HCl 
 FeCl2  H 2 S
FeS  H 2 SO4 
 SO4 Fe  H 2 S

Por hidrólisis de Al2S3
Al2 S3  6H2O 
2 Al(OH )3  3H2 S
Aplicaciones:
Se aplica continuamente en los laboratorios de análisis.
En la industria para fabricar pacidos clorhídricos y su solución en manantiales
naturales para curar diversas enfermedades de la piel.
Ácido sulfuroso H2SO3
Propiedades
Usos:
 Líquido incoloro
 Síntesis orgánica
 Olor sulfuroso en agua
 Blanqueo de sombreros de paja
sofocante
 Artículos de mimbre tejidos
 Inestable
 Fabricación de papel
 Soluble en agua
 Elaboración de vinos
 Muy tóxico por ingestión e
 Conservación de frutas, nueces,
inhalación
alimentos y vinos.
 Fuerte irritante para los
 Refinado de aceite.
tejidos
El SO2
Es un gas contaminante atmosférico producido en las combustiones. Es incoloro,
venenoso y de olor penetrante. Produce lluvia ácida al transformarse por oxidación
en SO3 y éste en ácido sulfúrico con el agua de la atmósfera.
El CS2
Es un líquido incoloro de olor desagradable y fácilmente inflamable; la ingestión
crónica de pequeñas cantidades puede producir parálisis.
SULFUROS
SULFURO
Ag2S
CuS
CdS
As2S3
COLOR
Negro
Negro
Amarillo
Amarillo
SULFURO
Sb2S3
SnS
ZnS
NiS
COLOR
Anaranjado
Pardo
Blanco
Negro
54
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
SULFONACIÓN
La sulfonación puede definirse como el proceso en el cual tiene lugar la unión del
grupo:
O
||
A un átomo de carbono o de nitrógeno de un compuesto
-S=O
orgánico.
Esta unión puede ser por adición o sustitución.
|
OH
Se puede introducir al grupo sulfonico por una gran variedad de agentes y por
procedimientos directos e indirectos.
 Procedimiento de Sulfonaciones directas.
Se pueden llevar acabo con disoluciones de trióxido de azufre, ácido
clorosulfonico y cloruro sulfúrico.
El grupo sulfonico se introduce por sustitución de los átomos de hidrógeno por
ácido sulfuroso o sulfitos alcalinos.
 Procedimiento Sulfunaciones Indirectas.
Se realizan síntesis de ácidos sulfonicos y se agregan en condiciones drásticas.
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA SULFONACIÓN
Los siguientes factores no solo afectan el grado sino también al curso de la
sulfonación.

Concentración del agente de sulfonación. Cuando se emplea ácido sulfúrico
en una sulfonación la reacción se detiene cuando se alcanza una
concentración determinada de SO3.

Temperatura de reacción. Al aumentar la temperatura, aumenta la
velocidad y el grado de sulfonación.

Tiempo de reacción. Siempre que se prolonga la reacción por más tiempo
del necesario, se forman impurezas que pueden resultar difíciles de separar
del producto principal.

Catalizadores. Aceleran o retardan la velocidad de la reacción. Algunos
catalizadores que se usan en la sulfonación son:
 Mercurio y sus sales
 Vanadio, sus óxidos, sus sales y bisulfatos.
 Carbonatos alcalinos y piridina
 Ácido bórico.
 Trifluoruro de boro.

Disolventes. Se usa el dióxido de azufre como disolvente. Absorbe calor
evitando la formación de productos de carbonización y oxidación.También
se emplean como disolventes el SO2 y Nitrilo acético, este último es útil en
la sulfonación de hidrocarburos aromáticos.
55
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

Coadyudantes de la sulfonación. Se emplean el anhídrido acético y
fosfórico y el Trifluoruro de boro, este último evita tener que utilizar grandes
cantidades de ácido, permite operar a temperaturas muy bajas y además
aumenta la velocidad de reacción.
AGENTES DE SULFONACIÓN
 Anhídrido sulfúrico.
 Ácido sulfúrico concentrado
 Oleum (Solución de SO3 en H2SO4)
 Compuestos de adición del anhídrido sulfúrico con dioxano, trioxano y
piridina.
 Cloruro del sulfurilo, SO2Cl2, anhídrido sulfuroso y cloro (sulfocloración) y
anhídridos sulfurosos y oxigeno (sulfooxidación).
 Ácido clorosulfonico, flúorsulfonico y aminosulfónico
 Sulfatos y ácidos y polisulfatos
Tratamientos de compuestos alifáticos con ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico no reacciona con los hidrocarburos prafínicos saturados, y solo
empleando óleum en presencia de un compuesto orgánico de carbonilo, tal como
el acetato de etilo, como disolvente, pueden compuestos que contienen de 6 a 8
átomos de carbono convertirse directamente en los correspondientes ácidos
sulfónicos.
CHO
O
2

CH2 = CH2 + SO4H2 
HO
5
S
O
Reacción del etano con H2SO4
H
O
H
|
||
|
 CH3 – C – SO3H + H2O
CH3 – C – H + OH – S = O 
|
|
|
H
OH
H
Tratamiento de compuestos aromáticos con ácido sulfúrico
Derivados del benceno. La facilidad que con los hidrocarburos aromáticos
reaccionan con el ácido sulfúrico para tomar ácidos sulfónicos es una de las
características que los diferencia de los hidrocarburos parafinicos.
El benceno puede sulfonarse añadiendo 2.5 veces su peso de ácido sulfúrico del
98% calentando a 80°C hasta que no haya reflujo y finalmente hasta 100°.
56
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Sulfonación con SO3
El trióxido de azufre se ocupa para sulfonar casi todos los compuestos orgánicos.
Resulta ser un deshidratante energético que carboniza el producto si se aplica
directamente.
Se emplea a bajas temperaturas.
Se utilizan disolventes como son: SO2, CCl4, C2H2Cl4.
Ventajas y usos de utilizar el SO3
Rendimiento del 90% al 100% de ingrediente activo.
Se emplea un ligero exceso de SO3 sobre la cantidad teórica
No da lugar a problemas con ácidos residuales
Pasando etileno y vapores de SO3 a través de un tubo en U, reacciona
exotérmicamente y da un producto de adición cristalino, el sulfato de carbilo.
H
H
|
|
H–C
H–C
 |
|| + 2SO3 
H–C
H–C
|
|
H
H
O
SO2
|
O
SO2
Este se puede hidrolizar y producir ácido ationico HO3SOC2H4SO3H si la
hidrólisis es fría ó ácido isetiónico HOC2H4SO3H si la hidrólisis es caliente.
El SO3 reacciona con los ácidos grasos no saturados y con sus glicéridos y
amidas.
Estos aceites tiene mejores propiedades detergentes que los obtenidos con
ácido sulfúrico.
Reacción del etano con trióxido de azufre.
H
O
H
|
||
|
 CH3 – C – SO3H
CH3 – C – H + S = O 
|
||
|
H
O
H
Sulfonación de compuestos aromáticos con SO3.
H
H
OH
O
||

+O=S=O 
OH
|
O–S=O
||


O
OH
|
O=S=O
|
OH
57
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Sulfonación con SO2 y Cl2
Para prepara ácidos alquilsulfonicos, a partir de las parafinas, en lugar del cloruro
de sulfuro se puede emplear una mezcla de cloro y anhídrido sulfuroso variando
debidamente la proporción de SO2 y Cl2 se puede hacer que lareacción sea una
Sulfocloración.
El ácido alquilsulfónico tiene propiedades humectantes muy valiosas.
Al tratar las parafinas con una mezcla de 3 a 1 de anhídrido sulfuroso y cloro se
obtiene como produdcto principal los cloruros de cloroalquilsulfonilo, se forma
también en menor cantidad: los cloruros de polisulfonilo, cloruros de alquilo y los
cloruros de cloroalquilsulfonilo. Estos últimos se emplean para fabricar detergentes
convirtiéndolos en sal sódica.
Reacciones:
Cn H 2 n  2  SO2  Cl2 Luz
 Cn H 2 n 1SO2Cl  HCl
Cn H 2 n 1SO2Cl  SO2  Cl2 Luz
 Cn H 2 n ( SO2Cl ) 2  HCl
2O
Cn H 2 n 1SO2Cl  NaOH H

 Cn H 2 n 1SO3 Na  NaCl
Sulfonación con SO2 y O2
Estos compuestos se emplean para sulfonar las parafinas en presencia de cloruro
de ácido de un anhídrido o de luz como catalizador.
Si se emplea el anhídrido acético como catalizador la reacción se verifica en dos
fases, se forma primero un precompuesto que luego reacciona con agua que toma
del ácido acético diluido para producir el ácido sulfónico.
R – H + SO2 + O2 + (CH3CO)2O
R – SO2OOCOCH3 + H2O

 R – SO2OOCOCH3 + CH3COOH

 R – SO3H + ½ O2
.
 R – SO3H + CH3COOH + ½ O2
R – H + SO2 + O2 + (CH3CO)2O + H2O 
Sulfonación con sulfitos y bisulfitos
La obtención de los ácidos sulfónicos alifáticos se lleva acabo calentando los
haluros de alquilo con sulfitos alcalinos: produciendo metano y etano sulfonico.

Reacción de Strecker.
 RSO3NH4 + NH4X
RX + (NH4)2SO3 

A partir de los yoduros de metilo y etilo, del bromuro de etileno, el
cloroformo, las quinonas cloradas, el cloruro de bencilo, et. Se obtiene
numerosos sulfonatos.
58
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
APARATOS DE SULFONACIÓN
Para las sulfonaciones con ácido sulfúrico de concentración entre 88 y 89%
son adecuados los aparatos de fundición.
Cuando se utilizan Oleum o mezclas que contienen SO 3 es más conveniente
operar en recipientes de acero.
En la construcción de aparatos para sulfonación se han de tener en cuenta dos
factores importantes: la transmisión de calor y la agitación.
Las sulfonaciones también pueden efectuarse de forma continua: se pueden
hacer y son prácticas cuando:
a) el compuesto orgánico (benceno o naftaleno) es volátil.
b) Cuando la reacción es rápida
c) Cuando la producción es grande.
APLICACIÓN DE LOS ÁCIDOS SULFONICOS

Los sulfatos alquilarilsódicos son detergentes estables en aguas duras y
en soluciones alcalinas y ácidas.

Sales alcalinas de los aceites minerales (C14 a C22) o parafinas de
Fischer – Tropsch, sulfonados, son útiles componentes de jabones; se
obtiene por acción del cloruro de sulfurilo, SO2Cl2 o una mezcla de SO2 y
Cl2.

Los derivados del ácido isetiónico (ácido hidroxietilsulfónico) y el de la
turbia (ácido aminoetilsulfónico) con los ácidos grasos, se encuentran en
muchas aplicaciones como detergentes.

Los sulfonatos de tetrahidrobenceno, propileno, tricloroetileno,
butilnaftaleno, ácido oleico, etc. son humectantes y emulgentes muy
útiles.

De gran importancia y relacionados también con los ácidos sulfónicos
son los ésteres del ácido sulfúrico con los alcoholes cetílico, laurílico, y
estearílico los cuales se utilizan como detergentes de uso doméstico e
industrial.
59
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HALÓGENOS
Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el
Grupo 17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro, bromo, iodo, astato.
El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que
contienen halógenos con metales se les denomina "sales".
No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de
haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto
intermedio de las series de desintegración radiactiva.
Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo
hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.
Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por
enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número
atómico.
A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la
materia:



Sólido- Yodo, Astato
Líquido- Bromo
Gas- Flúor, Cloro
Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un
número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes),
disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor,
presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento
más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.
Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad
disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se
disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella.
Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven
en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es
el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi
todos ellos iónicos.
En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los
compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles.
Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas
combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos.
El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.
60
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HISTORIA
LIBRE:
COMBINADO:
HALÓGENOS
FLUOR
CLORO
En 1670 Schwandhard encontró que el
Descubierto en 1774
vidrio se grababa cuando se exponía a
por Scheele, que
espato flúor tratado con ácido. Scheele
pensó que era un
y otros, entre los que se incluyen, Davy, compuesto que
Gay-Lussac, Lavoisier y Thenard,
contenía oxígeno.
experimentaron con ácido fluorhídrico;
Gay-Lussac, Thenard
algunos experimentos acabaron mal.
y Davy demostraron
En 1771 Sceele lo reconoció
en 1810 que era un
denominandolo ácido fluor
elemento. Davy le dio
Fue aislado en 1866 por Moissan
el nombre de cloro,
después de casi 74 años de continuos
por su color.
intentos.
ESTADO NATURAL
No existe
No existe
Se encuentra en la corteza en un
En la naturaleza se
0,0585% en peso.
encuentra sólo
El agua de mar contiene alrededor de
combinado (0,0145%
1,2 mg de fluoruros por litro y las aguas en peso de la
dulces cerca de 0,2 mg/l. Los minerales corteza),
de flúor más importantes son: fluorita o
fundamentalmente
espato flúor, criolita (Na3AlF6), apatito,
en forma de cloruros:
topacio [Al2(SiO4)(OH,F)2], quiolita
sal común, carnalita,
[Na5(Al3F14)].
silvina,.... Éstos
Los fosfatos contienen como impurezas también se
grandes cantidades de fluoroapatito
encuentran disueltos
[Ca5(PO4)3F].
en el agua del mar
en grandes
cantidades (1,94x104
mg/L).
BROMO
Obtenido
previamente por
Liebig, fue
reconocido como
nuevo elemento por
Balard en 1826.
Se empezó a
preparar en
cantidad en 1860.
YODO
Descubierto por
Courtois en 1811 al
tratar algas marinas.
En 1814 Gay-Lussac
lo reconoció como
elemento.
No existe
Se encuentra en la
corteza en un
2,4x10-4% en peso.
Los minerales de
bromo son raros,
encontrándose
junto a la plata:
bromoargirita,
embolita,
iodembolita.
El agua de mar
contiene unas 85
ppm, Algunas
salmueras
(lagunas) naturales
y las lejías con
bromuros de la
industria potásica
No existe
Constituye el 4,5x105
% en peso de la
corteza): fuentes de
aguas minerales,
salmueras naturales,
aguas salobres de
pozos petrolíferos y
de gas natural, en el
agua del mar (como
yoduros)
La glándula tiroides lo
contiene.
Minerales son: el
salitre que contiene
dietzeita lautarita
[Ca(IO3)2], salesita
(CuIO3), bellingerita
[Cu(IO3)2.2H2O] .
61
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HALÓGENOS
PROPIEDADES FÍSICAS
Número atómico:
Estado de agregación
Color:
Estructura cristalina:
Masa Atómica:
Estructura electrónica:
Electrones en los niveles de
energía:
Números de oxidación:
Energía de ionización (kJ.mol-1):
Afinidad electrónica (kJ.mol-1):
Radio atómico (pm):
Radio iónico (pm) (carga del ion):
Entalpía de fusión (kJ.mol-1):
Entalpía de vaporización (kJ.mol-1):
Punto de Fusión (ºC):
Punto de Ebullición (ºC):
Densidad (kg/m3):
Volumen atómico (cm3/mol):
FLUOR
9
Gas
Amarillo-pálido
Cúbica
18,9984
[He] 2s2 2p5
2, 7
-1
1680
328
64
133 (-1)
0,255
3,27
-219,62
-188,14
1,696; (0 ºC)
12,53
CLORO
BROMO
YODO
17
Gas
Amarillo-verdoso
Ortorrómbica
35,4527
[Ne] 3s2 3p5
2, 8, 7
35
Líquido
Marrón-rojizo
Ortorrómbica
79,904
[Ar] 3d10 4s2 4p5
2, 8, 18, 7
53
Sólido
Negro-violeta.
Ortorrómbica
126,9045
[Kr] 4d10 5s2 5p5
2, 8, 18, 18, 7
-1, +1, +3, +5, +7
1255
349
99
181(-1)
3,205
10,202
-101,5
-34,04
3,214; (0 ºC)
23,53
-1, +1, +3, +5
1140
325
114
196(-1)
5,4
15,0
-7,2
58,8
3112,6; (20 ºC)
25,59
-1, +1, +3, +5, +7
1008
295
133
220(-1)
7,64
20,84
113,7
184,4
4930; (20 ºC)
25,74
62
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HALÓGENOS
Propiedades
Químicas
Reacción con
agua
Reacción con
Hidrógeno.
Reacción con
metal
MÉTODOS DE
OBTENCIÓN
Método por
desplazamiento.
Método general
FLUOR
CLORO
Elemento mas
Electronegatividad de 3.2
electronegativo con 4
 4H+4F+O2
 HClO+HCl
F2+H2O 
Cl2+H2O 
luz
HClO 
HCl+O
 2HCl+O
Cl2+H2O 
Forma ácido
fluorhídrico
 2HF
F2+H2 
Forma haluros
 2MF
nF2+2M 
Forma ácido clorhídrico
 2HCl
Cl2+H2 
Método Moissan.
En un aparato de
platino con electrodos
donde se coloca ácido
fluorhídrico sumergido
en un baño entre 23°C
y 40°C. Se electroliza
una disolución de
fluoruro de hidrógeno
anhidro.
 H2+F2+KF
2KHF 
1. Eliminando un electrón del
cloruro de sodio.
Forma haluros
 2MCl
nCl2+2M 
2Na+Cl -+H2O 
 H2+Cl2+2Na+2OH
2. Método de Deacon u
oxidación con O2
Cu
4HCl+O2 
2Cl2+2H2O
3. Utilizando otro oxidantes
 MnCl2+2H2O+Cl2
MnO2+4HCl 
BROMO
Electronegatividad
de3
Solubilidad limitada
en agua
Solo se da agua de
bromo
Forma ácido
bromhídrico
 2HBr
Br2+H2 
Forma haluros
excepto con los
metales nobles que
no reaccionan
1. Por medio del ion
bromuro,
 2Cl-+Br2
Cl2+2Br- 
2. Por medio de la
acción del ácido
sulfúrico en una
mezcla de dióxido de
manganeso y
bromurote potasio.
4. Como subproducto cuando
se preparan metales.
energía electrica
2NaCl  2Na+Cl2
 FM+X2
 ClM+X2
F2+MX 
Cl2+MX 
 2MgF+Cl2
 MgCl2+Br
F2+2MgCl 
MgBr2+Cl2 
 HMSO4+H2O+X2
MX+H2SO4+MnO2 
63
YODO
Electronegatividad
de 2.7
No es soluble en
agua. Pero si es
soluble en alcohol.
Forma ácido
yodhídrico
 2HI
I2+H2 
Forma haluros
excepto con los
metales nobles que
no reaccionan
1. La principal fuente
es la del ión yoduro
desplazamiento con
cloro.
 2Cl-+I2
Cl2+2I 
2. Acción de dióxido
de manganeso y del
ácido sulfúrico sobre
yoduros.
 BrM+X2
Br2+MX 
 2NaBr+I2
Br2+2NaI 
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HALÓGENOS
USOS:
FLUOR
 El Teflón es un polímero
que contiene flúor.
 Se utiliza en la
separación de isótopos
del uranio (UF6).
Obtención de SF6 que se
utiliza como material
dieléctrico. Obtención de
HF.
 En pasta dentífricas.
 En la fluoración de aguas
potables
 Los fluorocarbonos se
usan como lubricantes
químicos.
 El ácido fluorhídrico (HF),
Se emplea para grabado
de vidrio, tratamiento de
la madera, de superficies
de hierro, aluminio y
semiconductores y en la
fabricación de
hidrocarburos fluorados.
CLORO
 Blanqueo y desinfección.
Manufactura de plásticos.
Industria papelera.
 Purificación y
potabilización de agua.
 Industria textil.
 Química orgánica (agente
oxidante y de sustitución).
 Colorantes.
 Productos petrolíferos.
Medicinas.
 Antisépticos.
 Insecticidas.
 Obtención de cloratos,
cloroformo, tetracloruro de
carbono, extracción de
bromo.
 Alimentos.
 Disolventes.
 Pinturas.
BROMO
YODO
 antidetonación de la
 Medicina
gasolina (su derivado 1,2(yoduros y
dibromoetano);
tiroxina),
 combustibles;
 desinfectante;
 medicina;
 síntesis orgánica;
 películas fotográficas;
 fotografía (KI).
 purificación de aguas;
 En la fabricación
 colorantes.
de colorantes de
 Compuestos orgánicos.
anilina.
 Se emplea en la
 Como antiséptico
obtención de fumigantes
en forma de
(bromuro de metilo),
tintura.
 agentes antiinflamables
 catalizador en la
extintores,
fabricación de
gomas,
 estabilizador de
materiales,
64
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
HALOGENACIÓN
La halogenación es el proceso por el cual se introduce en un compuesto orgánico
uno o más átomos de un halógeno.
Los procedimientos y condiciones difieren dependiendo de cada miembro de la
familia de halógenos y también del tipo y estructura de la sustancia.
FLUORACION
 Fluor
 Ácido
Fluorhídrico HF
 Fluoruro Sódico
NaF
 Fluoruro de
plata AgF
 Trifloruro de
Bromo
AGENTES
CA
TA
LIZ
AD
OR

 F
l
u
o
r
a
c
i
o
n
e
s
CLORACION
 Cloro
gaseoso
 Ácido
Clorhídrico
 Hipoclorito
sódico
 Fosfogeno
COCl
 Cloruro de
Sulfurilo
 Cloruros de
fósforo
BROMACION




Bromo
Bromuros
Bromatos
Hipodromito
s alcalinos
YODACION
 Yodo
 ácido
yodhídrico
 Yoduros de
Fósforo
B
r
o
m
o
d
i
r
e
c
t
a
s
.
D
i
- 65 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
s
o
l
u
c
i
ó
n
d
e
l
f
l
u
o
r
c
o
n
g
a
s
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n
e
r
t
e
 D
i
s
o
l
v
e
n
t
e
i
n
e
r
t
- 66 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
e
 R
e
a
c
c
i
o
n
e
s
e
n
f
a
s
e
v
a
p
o
r
c
o
n
m
a
ll
a
m
e
t
á
li
c
a
 Yodo
 H
g
C
l
 Z
- 67 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
n
C
l
 Azufre
 Antimonio





 Bromación
directa.
 Disolución del
Arsénico
bromo con gas
Fósforo
inerte
Aluminio
 Disolvente
Cobre
inerte
Sales de Cu
 Reacciones en
fase vapor con
malla metálica
Adición
Sustitución
Altamente
Exotérmica
Altamente
Exotérmica
 Fósforo
 Monoclorur
o de yodo
 Hipoyodito
alcalinos.
H
Altamente
Exotérmica
Muy
exotérmica
Altamente
Exotérmica
Altamente
exotérmica
Altamente
Exotérmica
Endotérmica
Halogenación de alcanos
Bajo la influencia de la luz ultravioleta, o a 250-400ºC, el cloro o bromo convierte los
alcanos en cloroalcanos (cloruros de alquilo) o bromoalcanos (bromuros de alquilo),
formándose simultáneamente una cantidad equivalente de cloruro o bromuro de
hidrógeno. Hoy día se ha descubierto que se obtienen resultados análogos con flúor,
si se emplea diluido con un gas inerte y en un equipo diseñado para extraer el calor
producido. Al igual que en el caso del metano, la yodación no tiene lugar.
De un solo alcano puede generarse cualquiera de varios productos isómeros,
dependiendo del átomo de hidrógeno reemplazado. Así, el etano puede dar un solo
haloetano; el propano, el n-butano y el isobutano pueden generar dos isómeros cada
uno;
Se ha comprobado experimentalmente que al halogenar un alcano se forma una
mezcla de todos los productos isómeros posibles, lo que indica que todos los átomos
de hidrógeno son susceptibles al reemplazo. Para la cloración, por ejemplo:
- 68 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
CH3CH3
Etano
CH3CH2CH3
Propano
CI 2
CH3CH2 CI
luz, 25º C
p.e. 13º C
Cloroetano
Cloruro de etilo
CI 2
CH3CH2CH2 CI + CH3CHCH3
luz 25º C
CI
p.e. 47º C
36º C
p.e.
1-Cloropropano
2-Cloropropano
Cloruro de n-propilo
Cloruro de isopropilo
45 %
55 %
CH3CH2CH2CH3
CI 2
luz 25º C CH3CH2CH2CH2
CI + CH3CH2CHCH3
CI
n-Butano
p.e. 78,5 º C
1-Clorobutano
Cloruro de n-butilo
28 %
CH3
CH3CHCH3
Isobutano
p.e. 68 º C
2-Clorobutano
Cloruro de sec-butilo
72 %
CH3
CH3
CI 2
CH3CHCH2 CI + CH3CCH3
luz 25º C
CI
p.e. 69º C
51 º C
p.e.
1-Cloro-22-Cloro-2metilpropano
metilpropano
Cloruro de isobutilo
Cloruro de t-butilo
64 %
36 %
Halogenación de alquenos y alquinos
El cloro o el bromo convierten fácilmente a los alquenos en compuestos en
compuestos saturados que contienen dos átomos de halógeno unidos a carbonos
adyacentes; generalmente, el yodo no reacciona.
C C
Alqueno
+
X2
(X2= CI2, Br2)
C C
X X
Dihalogenuro vecinal
La reacción se efectúa simplemente mezclando ambos reactivos en un disolvente
inerte como el tetracloruro de carbono. La adición procede velozmente a temperatura
ambiente o inferior, y no necesita exposición a la luz ultravioleta; de hecho, evitamos
- 69 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
deliberadamente temperaturas más altas y exposición excesiva a la luz, además de
la presencia de un exceso de halógenos, puesto que en tales condiciones la
sustitución podría llegar a constituir una reacción secundaria importante.
Este proceso, sin duda, es el mejor método para la preparación de dihalogenuros
vecinales. Por ejemplo,
CH2
CH2 + Br2
Eteno
(Etileno)
CCI4
CH2
CH3CH CH2 + Br2
Propeno
(Propileno)
CH3
C CH2 + Br2
2-Metilpropeno
(Isobutileno)
CH3
Br
CH2
Br
1,2-Dibromoetano
CCI4
CH3
CH CH2
Br Br
1,2-Dibromopropano
CCI4
CH3
CH3
C CH2
Br Br
1,2-Dibromo-2-metilpropano
La adición de bromo es sumamente útil para detectar el doble enlace carbonocarbono.
Una solución de bromo en tetracloruro de carbono es roja; el dihalogenuro, igual que
el alqueno, es incoloro. La decoloración rápida de una solución de bromo es
característica de los compuestos que contienen el doble enlace carbono-carbono
La halogenación de alcanos y alquinos se desarrolla de forma muy parecida a la
hidrogenación.
Ejemplos:
 Cloración

Bromación
Adición de haluros de hidrógeno a alquenos y alquinos
- 70 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Al adicionar haluros de hidrógeno se aplica la regla de Markovnikov, la cuál dice “ en
la adición de un alqueno, el hidrógeno de aquel se une al átomo de carbono que
inicialmente ya tiene el número mayor de hidrógenos”.
a) Adición de haluros de hidrógeno a alquenos
La adición de haluros de hidrógeno a alquenos se lleva a cabo como lo muestra el
siguiente diagrama.
Ejemplo:
b) Adición de haluros de hidrógeno a alquinos
Ejemplo:
El cloruro, bromuro o yoduro de hidrógeno convierten un alqueno en el halogenuro
de alquilo correspondiente.
C C
Alqueno
+ HX
(HX = HCI, HBr, HI)
C C
H X
Halogenuro de alquilo)
El etileno se convierte así en un halogenuro de etilo, uniéndose el hidrógeno a uno
de los carbonos del doble enlace, y el halógeno, al otro.
CH2
CH2 + HI
CH3CH2I
Etileno
Yoduro de etilo
En la adición al propileno, por tanto, observamos que el hidrógeno se une al carbono
que tiene dos hidrógenos y no al que tiene uno; en la adición al isobutileno el
hidrogeno va al que tiene dos hidrógenos y no al que no tiene ninguno.
Empleando la regla de Markovnikov, podemos predecir correctamente el producto
principal de muchas reacciones. Por ejemplo:
CH3CH2CH=CH2 + HI
1-Buteno
CH3CH2CHICH3
Yoduro de sec-butilo
(2-Yodobutano)
CH3
CH3
CH3C CH CH3 + HI
CH3
C CH2
I
- 71 CH3
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
CH3CH CHCH3 + HI
CH3CHICH2CH3
Yoduro de sec-butilo
(2-Yodobutano)
2-Buteno
CHCI + HI
CH2
Cloruro de vinilo
(Cloroeteno)
CH3CHICI
1-Cloro-1-yodoetano
CH3CH2CHICH2CH3 + CH3CH2CH2CHICH3
CH3CH2CH CHCH3 + HI
2-Penteno
3-Yodopentano
2-Yodopentano
En el 2-penteno cada uno de los carbonos del doble enlace tiene un hidrógeno, de
modo que, según la regla, no debe predominar ninguno de los dos productos. De
nuevo, el pronóstico es esencialmente correcto, pues de hecho se obtienen
cantidades casi iguales de ambos isómeros.
Los ejemplos implican la adición del yoduro de hidrógeno; resultados exactamente
análogos se obtienen con la adición de cloruro de hidrógeno y, salvo condiciones
especiales, también con la de bromuro de hidrógeno.
Adición de bromuro de hidrógeno. Efecto peróxido
Los peróxidos orgánicos son compuestos que contienen la unión O-O-.
Generalmente se encuentran como impurezas de muchas sustancias orgánicas en
cantidades muy pequeñas formadas lentamente por la acción del oxígeno. Ciertos
peróxidos se sintetizan deliberadamente y se emplean como reactivos: peróxidos de
t-butilo o peróxido de benzoilo (C6H5COO)2, por ejemplo.
Kharasch y Mayo indicaron que si se excluyen con cuidado los peróxidos del
sistema de reacción o si se agregan ciertos inhibidores la adición del HBr a los
alquenos sigue la regla de Markovnikov.
Por otra parte, si no se excluyen los peróxidos, o si se agregan deliberadamente al
sistema de reacción, el HBr se adiciona a los alquenos en dirección exactamente
opuesta.
sin peróxidos
CH3CH
CH2
Propileno
HBr
CH3CHBrCH3
Bromuro de isopropilo
con peróxidos
CH3CH2CH2Br
Bromuro de n-propilo
Adición de Markovnikov
- 72 Adición antiMarkovnikov
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Ejemplos Halogenación
Fluoración
Cl
Cl
|
|
 Cl – C – F + HCl
Cl – C – Cl + HF 
|
|
Cl
F
Cl
Cl
|
|
 Cl – C – F + HCl
Cl – C – F + HF 
|
|
Cl
F


CCl4 + 2HF
CCl2F2 + 2HCl
Cloración
a)
b)
H O
H O
| ||
| ||
 H – C – C + HCl
H – C – C + Cl – Cl 
| |
| |
H OH
Cl OH
H H
H H
| |
| |
 H – C – C – H
C = C + OHCl 
| |
| |
H H
OH Cl
- 73 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
c)
Bromación
EQUIPO
Los aparatos de halogenación deben de ser de hierro con un recubrimiento de
plástico o emplomados y con ladrillo vidriado.
Se pueden usar materiales cerámicos, cuarzo fundido, silicatos en los revestimientos
para que se resista la acción de los ácidos como el HCl
Serpentines o camisas para el control del calor.
Con sistema de agitación
Uso de resinas para evitar la corrosión
VARIABLES A CONTROLAR EN EL PROCESO DE HALOGENACIÓN.
Temperatura
Presión
Velocidad de reacción
Relación de masas: agente, catalizador, sustancia a halogenar.
Agitación
Tiempo de reacción
FÓSFORO.
HISTORIA
El fósforo fue descubierto en 1669 por el alquimista Hennig Brand de Hamburgo, el
primer hombre conocido que descubre un elemento. Buscando la piedra filosofal
BRAND destiló una mezcla de arena y orina evaporada, y obtuvo un cuerpo que
tenía la propiedad de lucir en la oscuridad. Se le llamó «fósforo de Brand», para
distinguirlo de otros materiales luminosos denominados también fósforo.
Durante un siglo se vino obteniendo esta substancia exclusivamente de la orina,
hasta que en 177I SCHEELE la produjo de huesos calcinados. Más tarde, la palabra
«fósforo» se reservó para designar esta substancia, cuando LAVOISIER demostró
que era un elemento e investigó algunos de los productos formados al quemarlo en
el aire.
Boyle, por su parte parece que también descubrió el fósforo y comunicó el hallazgo a
un industrial alemán ,G. Hatkwits, el cual industrializó su obtención en Londres.
- 74 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ESTADO NATURAL
Libre: No se encuentra libre en la naturaleza.
Combinado: El fósforo se encuentra en unos 200 minerales distintos, muchas veces
en forma de fosfatos simples o mixtos. Sus principales menas son:
 El fluorapatito, Ca3(PO4)2, FCa2PO4,
 La apatita CaCl2, 3Ca3(PO4)2
 La fosforita Ca3(PO3)2
El fósforo, en forma de fosfatos disueltos en el agua de los mares, es de gran
importancia para la vida de los seres que viven en ellos. Se calcula en una
concentración media de 0,00007 g/litro.
EL CICLO DEL FOSFORO.
Aunque la proporción de fósforo en la materia viva es relativamente pequeña, el
papel que desempeña es absolutamente indispensable. Los ácidos nucleicos,
sustancias que almacenan y traducen el código genético, son ricos en fósforo.
Muchas sustancias intermedias en la fotosíntesis y en la respiración celular están
combinadas con fósforo, y los átomos de fósforo proporcionan la base para la
formación de los enlaces de alto contenido de energía del ATP, que a su vez
desempeña el papel de intercambiador de la energía, tanto en la fotosíntesis como
en la respiración celular.
El fósforo es un elemento más bien escaso del mundo no viviente. La productividad
de la mayoría de los ecosistemas terrestres pueden aumentarse si se aumenta la
cantidad de fósforo disponible en el suelo. Como los rendimientos agrícolas están
también limitados por la disponibilidad de nitrógeno y potasio, los programas de
fertilización incluyen estos nutrientes. En efecto, la composición de la mayoría de los
fertilizantes se expresa mediante tres cifras. La primera expresa el porcentaje de
nitrógeno en el fertilizante; la segunda, el contenido de fósforo (como sí estuviese
presente en forma de P2O5); y la tercera, el contenido de potasio (expresada sí
estuviera en forma de óxido K2O).
El fósforo, al igual que el nitrógeno y el azufre, participa en un ciclo interno, como
también en un ciclo global, geológico. En el ciclo menor, la materia orgánica que
contiene fósforo (por ejemplo: restos de vegetales, excrementos animales) es
descompuesta y el fósforo queda disponible para ser absorbido por las raíces de la
planta, en donde se unirá a compuestos orgánicos. Después de atravesar las
cadenas alimentarias, vuelve otra vez a los descomponedores, con lo cual se cierra
el ciclo. Hay algunos vacíos entre el ciclo interno y el ciclo externo. El agua lava el
fósforo no solamente de las rocas que contienen fosfato sino también del suelo.
Parte de este fósforo es interceptado por los organismos acuáticos, pero finalmente
sale hacia el mar.
El ciclaje global del fósforo difiere con respecto de los del carbón, del nitrógeno y del
azufre en un aspecto principal. El fósforo no forma compuestos volátiles que le
permitan pasar de los océanos a la atmósfera y desde allí retornar a tierra firme. Una
vez en el mar, solo existen dos mecanismos para el reciclaje del fósforo desde el
océano hacia los ecosistemas terrestres. El uno es mediante las aves marinas que
- 75 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
recogen el fósforo que pasa a través de las cadenas alimentarias marinas y que
pueden devolverlo a la tierra firme en sus excrementos. Además de la actividad de
estos animales, hay la posibilidad del levantamiento geológico lento de los
sedimentos del océano para formar tierra firme, un proceso medido en millones de
años.
El hombre moviliza el ciclaje del fósforo cuando explota rocas que contienen fosfato.
PROPIEDADES FÍSICAS
En condiciones normales el fósforo se presenta en estado sólido y ofrece tres formas
alotrópicas, que son la blanca, la roja (o violeta) y la negra.
El fósforo blanco es, en realidad, incoloro y transparente si se purifica
adecuadamente y se conserva en la oscuridad. Se inflama en contacto con el aire a
50° C, y es soluble en disolventes orgánicos. Se guarda bajo agua para protegerlo
del aire. De todas sus formas alotrópicas, es la más reaccionable. Ofrece un carácter
tóxico; su dosis mortal es de 0,1 g para una persona. Con el oxígeno reacciona
dando el pentóxido de fósforo, y en menor proporción óxidos inferiores, como los
tetraóxidos y trióxidos. Con los halógenos da los haluros correspondientes, al igual
que con el azufre da sulfuros. Con los hidróxidos da fosfina, en caliente:
4P+ 3NaOH + 3H2 O  NaH2PO2+H3P
Calentado en recipiente cerrado, a una temperatura de 400° C, se transforma
en la variedad roja; el proceso se acelera en presencia de trazas de ciertos
catalizadores, tales como azufre y yodo.
El fósforo rojo aún da lugar a criterios discrepantes respecto de su constitución y
propiedades, pues éstas varían según el modo como se ha preparado.
Así, su punto de fusión oscila entre 600° C y 585° C; igualmente la temperatura de
sublimación, 416° C a 1 atm. de presión, difiere según los autores. Se suponía que la
forma roja era una mezcla de una forma violeta pura y otras; esto no se ha
confirmado. En cambio sí se ha podido observar que el líquido y el vapor en
equilibrio con esta forma roja son los mismos que para el fósforo blanco. Su
reactividad química es menor que la del fósforo blanco, aunque, al igual que aquel,
reacciona con los halógenos según:
P + 4X2


PX3 + PX5
Con los metales da fosfuro; así, reacciona con sodio, en caliente, y atmósfera no
oxidante:

 Na3P
3Na+P
Al contrario del fósforo blanco, no ofrece carácter tóxico. El fósforo rojo técnico es un
producto vítreo y más inestable que su forma pura.
El fósforo negro fue preparado por vez primera por P. W. Bridgman al tratar el
fósforo blanco a elevadas presiones (13.000 kg/cm 3 ) a 200° C. Es la forma más
- 76 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
estable; es conductor de la electricidad. El fósforo en estado de vapor presenta
moléculas tetraatómicas P4, con una estructura tetraédrica.
Por encima de 1.000° C se encuentra ya parcialmente disociado en moléculas
diatómicas P. El fósforo en estado líquido se obtiene tanto como por condensación
del vapor como por fusión de cualquiera de sus formas sólidas.

CONSTANTES FISICAS Y QUIMICAS DEL FOSFORO PURO
Peso atómico
30,9738 uma.
Configuración electrónica
1s22s22p63s23p3
Punto de fusión (forma roja)
590° C
Punto de ebullición (forma blanca)
280° C
Densidad del sólido (forma blanca)
1,82 g/cm 3
Estados de oxidación más estables
3, 5, +4
Estructura del cristal (forma blanca)
cúbica
Radio covalente
1,10 Å
Radio atómico
1,28 Å
Radio iónico (-3)
2,12 Å
Radio iónico (+5)
0,34 Å
Volumen atómico (p. at. /densidad)
17,0
Electronegatividad (Pauling)
2,06
Calor de vaporización
2,97 Kcal/mol
Calor de fusión
0,15 Kcal/mol
Conductancia eléctrica
10-17 m-1
Calor especifico
0,177 cal/g.° C
Primera energía de ionización
254 Kcal/mol
Segunda energía de ionización
453 Kcal/mol
PROPIEDADES QUÍMICAS.

El fósforo reacciona con el hidrogeno para formar fofamina.
P4  6H2 
4PH3
La fosfamina también puede obtenerse a partir del fósforo de calcio
Ca3P2( s)  6H2O(l ) 
 PH3( g )  Ca(OH)2
 Con el oxigeno da dos óxidos.
P4O6  6 H 2O(l ) 
 4 H 3 PO3
Reacciones exotérmica.
P4O10  6 H 2O(l ) 
 4 H 3 PO4
- 77 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

El fósforo con los halógenos nos da el tri - y pentahalogenuro de acuerdo con
la cantidad de Halógeno que entre en la reacción.
P4  3 X 2 
 P4 X 6
P4  5 X 2 
 P4 X 10

El fósforo reacciona con los elementos de la familia IA y IIA dando fosfuros los
cuales son predominantemente iónicos y tiene presente al ión P 3+
NaP( s)  3H2O(l ) 
3NaOH(ac)  PH3
Ácido Fosfórico. H3PO4
Es también llamado ácido ortofosfórico es un sólido puro a temperatura ambiente,
sus cristales transparentes e incoloros se derriten a una temperatura de 42.4°C
O
||
H–O–P–O–H
|
O
|
H
Si el ácido fosfórico se calienta a 250°C se forma el ácido pirofosfórico que es
sólido vidrioso y soluble en agua
O
||
H–O–P–O–H
|
O
|
H
O
O
O
||
||
||
 H – O – P – O – P – O - H
H–OP–O–H 
|
|
|
O
O
O
|
|
|
H
H
H
Este ácido forma sales como Na4P2O7 , NaH2P2O7 que junto con el ácido
fosfórico se hidrolizan poco a poco a ácido o sus iones. Esta sal se utiliza en
muchos detergentes líquidos.
Si el ácido ortofosfórico es calentado por encima de los 400°C ocurrirá una gran
polimerización por eliminación de agua produciendo ácido matafsfórico.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
En la actualidad el fósforo se obtiene en el horno eléctrico. Consiste en el
calentamiento de una roca de fosfato con arena sílica y carbono como coque.
- 78 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
2Ca3 ( PO4 ) 2  3SiO2 
 3CaSiO3  P4O10
P4O10  5Ccoque 
 CO2  P4
2Ca3 ( PO4 ) 2  3SiO2  5Ccoque 
 3CaSiO3  5CO2  P4
Alimentos que contiene fósforo.










Cesos
Trigo
Lenteja
Cebada
Leche cruda
Espinacas
Corazón
Durazno
Avellana
Uva









Nabo
Pera
Jugo de carne
Lima
Melón
Huevo
Arvejón
Pescado
zenteno
USOS.
 Obtención de la fosfamina
 Obtención de sus anhídridos
 Obtención de sus ácidos
 Fósforo rojo : productos como fuegos artificiales, luces de bengala
 Formación de fosfuros
 Formación de H2PO4
 Obtención de Na2H2P2O7 para detergente líquido
 Obtención de tensoactivos.
 Obtención de detergentes biodegradables.
 Obtención de fertilizantes
 Pastas dentrificas
 En procesos de fosfatización
 En la fabricación de cerillos.
FOSFATIZACIÓN
Procedimiento químico mediante el cual se ponen en contacto las superficies de
algún metal con soluciones fosfantes para proteger de la corrosión, formando una
placa cristalina sobre ellas.
Un baño de fosfatar deberán de contener iones metálicos, hidrógeno y ácido
fosfórico en concentraciones tales que no sobrepasen el producto de solubilidad de
los fosfatos.
El ácido ortofosfórico es la base principal de soluciones fosfantes.
Se puede descomponer perdiendo cada uno de sus tres hidrógenos, dando lugar:
- 79 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA


Fosfatos diácidos o primarios
Fosfato diácido de zinc Zn(H2PO4)2
REACCIONES QUE SE PRESENTAN
 Fe(PO4H2) + H2
A) Fe + 2PO4H3 
El ácido fosfórico libre a la temperatura de trabajo reacciona rápidamente con la
superficie del metal, permitiendo la formación del fósforo diácido ferroso, la
liberación de hidrogeno y la neutralización del ácido fosfórico libre. En esta capa
el ácido fosfórico se comporta como disolvente del metal.
Los fosfatos diácidos del hierro, zinc y manganeso se hidrolizan fácilmente en sus
soluciones acuosas, según las siguientes ecuaciones, en las que Me representa
un metal divalente.
 MePO4H+H3PO4
B) Me(H2PO4)2 
 Me3 (PO4)+H3PO4
C) Me3HPO4 
 Me3 (PO4)+4H3PO4
D) Me3(H2PO4)2 
TIPOS DE ACELERACIÓN EN LA FOSFATIZACIÓN

Aceleración Química. Consiste en añadir productos químicos como:
o Sales de Cobre y níquel
o Compuestos orgánicos
o Cloratos
o Compuestos oxidantes: nitratos, nitritos.

Aceleración Electroquímica. Consiste en la polarización eléctrica con corriente
alterna, se logra que durante el ciclo negativo de la corriente se deposite
mayor cantidad de fosfato

Aceleración Mecánica. Mediante sistemas de presión que proyectan la
sustancia fosfante sobre la superficie a fosfatar.
FACTORES QUE INFLUYEN SOBRE LA FORMACIÓN DEL RECUBRIMIENTO.
Los principales factores que regulan la formación de la película fosfática son:
 Composición del metal a tratar. Modifica la formación de la película y la
estructura cristalina de la misma.
 Características físicas del metal base. Influye en la formación del
recubrimiento.
 Preparación de la superficie. Es necesario una superficie limpia y activa, esto
se logra con el desengrase, decapado o bien arenado. La limpieza incide en el
tamaño de los cristales del recubrimiento.
 Composición de la solución fosfante.
- 80 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA


Concentración de la solución fosfante. Es la relación entre ácido total y libre;
tiene una notable influencia en la resistencia a la corrosión.
Temperatura. Si se reduce la temperatura aumenta el tiempo de tratamiento y
disminuye el valor protector de la película.
FOSFATADO POR PROYECCION (Túnel)
ASPIRACIÓN
DESENGRASE
ESCURRIDO
ENJUAGUE
FILTRADO
FOSFATADO
ESCURRIDO
PASIVADO
ASPIRACIÓN
ENJUAGUE
ESCURRIDO
Materiales:
Acero inoxidable
Acero con bajo contenido de carbono, debido a su bajo costo.
Recubrimientos antiácidos (soluciones fosfatantes)
PROCEDIMIENTOS INSTALACIONES Y MATERIALES
Tratamiento
Preoperatorio
Decapado
Desengrasado
Arenado
Chorreado
Fosfatización
Cubas de engrasado,
Fosfatado y Pasivado
Tratamiento de
Acabado
Teñido
Aceitado
Pintado
Secado
Enjuague en frío y en
caliente
Secado en estufas, mesas y
Fosfatización por inmersión con líquidos hidrófugos.
Esta constituido por una serie de cubas alineadas según el orden del tratamiento.
Cada una de ellas debe estar equipada con:
 Calefacción. De acero inoxidable, cuarzo, gas o gasoil o serpentines de vapor
a baja presión.
 Control termostático automático.
 Desagües
 Tapas. Deben de estar aisladas térmicamente con fibra de vidrio o corcho.
 Monorriel eléctrico
 Fosfatado.
- 81 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Fosfatado en tambor: A diferencia del fosfatado por inmersión, las piezas se colocan
en un tambor perforado, los tambores pueden estar hechos de acero inoxidable.
COMPONENTES DE LOS BAÑOS A FOSFATAR.
Anhídrido Fosfórico P2O5
Ácido metafosfórico HPO3
 2HPO3
P2O5 + H2O 
Ácido metafosfórico
 H3PO4
HPO3 + H2O 
Ácido ortofosfórico
 H4P2O7
2HPO3 + H2O 
Ácido pirofosfórico
SOLUCIONES FOSFATANTES A BASE DE PRODUCTOS ORGÁNICOS
 “Wash – primers”
Son combinaciones a base de ácido fosfórico, un derivado de cromo y resinas de
butirato de polivinilo, que forman sobre las piezas de diversos metales, y por
reacción química, un recubrimiento continuo, resistente a la corrosión y muy
adherente. El tiempo de secado oscila entre 15 y 30 minutos.

a)
b)
c)
Soluciones no aceleradas de fosfatos metálicos
Soluciones a base de fosfato de hierro.
Soluciones a base de fosfatos de zinc.
Baños a base de fosfatos de manganeso.

Soluciones aceleradas de fosfatos metálicos.
a) Las principales ventajas de los baños acelerados sobre los no
acelerados son:
b) Duración más prolongada de la solución.
c) Mayor uniformidad en la composición de la misma y de la composición
del recubrimiento.
d) Mayor valor protector de la película y menor formación de barros o
pozos.
e) Posibilidad de empleo a temperaturas bajas
f) Tiempos de tratamiento muy inferiores.
- 82 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
APLICACIONES DE LOS RECUBRIMIENTOS FOSFÁTICOS
Las aplicaciones más comunes son:









Resistencia a la corrosión de los recubrimientos fosfáticos.
Aplicación del fosfatado al mejoramiento de la adherencia de las pinturas,
aceites y barnices.
Logro de mejores condiciones de obtención de los estampados profundos y
del estirado de tubos y alambres.
Mejoramiento en la lubricación de materiales férreos
La fosfatización en el tratamiento de las superficies deslizantes.
Aplicación de los recubrimientos fosfáticos a deformación en frió de los
metales.
Aplicación de los recubrimientos fosfáticos al aislamiento eléctrico
Mejoramiento de la calidad de corte de las herramientas de acero rápido.
El penetramiento de los aceros inoxidables que han de ser nitrurados.
GASES RAROS
Familia de elementos gaseosos que comprende el helio, el neón, el argón, el criptón,
el xenón y el radón. Todos los gases raros están presentes en la atmósfera en
concentraciones muy débiles, salvo en el caso del argón.
Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos que no
tienden a participar en reacciones con otros elementos.
Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de
electrones (dos en el Helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de
electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.
- 83 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Alrededor del 1% de la atmósfera de la tierra es Argón y los otros gases nobles están
presentes en cantidades muy pequeñas a excepción del Helio que se extrae de
pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.
HISTORIA
Durante la década de 1890, el químico escocés Sir William Ramsey y sus
colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el Helio
y el Radón.
Cuando Janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio para estudiar un eclipse
de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro; se concluyo que el sol tenia
un elemento aún no descubierto que mas tarde recibio el nombre de Helio, derivado
de la palabra griega Helios, que significa el “Sol” .
El primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895,
cuando Ramsey encontró que una muestra de mineral de uranio producia helio
gaseoso.
El radón es un gas radioactivo descubierto en 1900 por Friedrich Dorn, físico quien
encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del
elemento Radio.
NEÓN
Gas incoloro, iniloro e insipido.
Primer elemento no radiactivo con dos isótopos observado por J.J. Thomson.
Tercer elemento más abundante del Universo.
Fuentes: Es un elemento gaseoso raro presente en la atmósfera, de la que se
obtiene por licuación y destilación fraccionada.
En la corteza existe en una proporción del 5x10-7% en peso.
Se encuentra en pequeñas cantidades en el gas natural, en los minerales y en los
meteoritos.
- 84 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
NOMBRE
NEÓN
Símbolo
Ne
Período
2
Grupo
18
Masa atómica
20,1797
Número atómico
10
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2-8
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
21,564
Punto de Fusión (ºC):
-248,59
Punto de Ebullición (ºC):
-246,08
Densidad
(kg/m3):
0,89994 kg/m3; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 16,72
Estructura cristalina:
Cúbica
Color:
Incoloro
Isótopos: Mezcla de tres isótopos naturales:
20-Ne (90,48%), 21-Ne (0,27%) y 22-Ne (9,25%).
Se conocen otros catorce inestables; el de menor período de semi –
desintegración es 28-Ne (17 milisegundos) y el de mayor 24-Ne (3,38
minutos).
Es muy inerte, aunque parece formar un compuesto con el flúor. No está clara la
existencia de otros compuestos. De estudios ópticos y de espectrometría de masas
se sabe que existen los iones Ne+, (NeAr)+, (NeH)+ y (HeNe)+. Forma un hidrato
(clatrato) inestable.
Usos:
El Neón líquido puede utilizarse como refrigerante, tiene una capacidad de
refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces superior al helio líquido y más de tres
veces que el hidrógeno líquido.
La mayor parte se usa en iluminación, pero también en indicadores de alto voltaje,
tubos de TV, lámparas probadoras de corriente eléctrica de alto voltaje etc.,...
Neón y helio se usan en láseres de gas.
HELIO
Es el segundo elemento más abundante del Universo.
Fuentes: En la Tierra hay trazas en minerales de uranio (como producto de
desintegración) y en el gas natural (en la atmósfera hay 5 ppm), (representa un 8x10 7% en peso de la corteza) pero es abundante en las estrellas más calientes. La
fusión de hidrógeno para dar helio proporciona la energía de las bombas de
hidrógeno.
NOMBRE
HELIO
- 85 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Símbolo
He
Período
1
Grupo
18
Masa atómica
4,002602
Número atómico
2
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
24,587
Punto de Fusión (ºC):
-272,2
Punto de Ebullición (ºC):
-268,934
(kg/m3):
0,17847; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 32,07
Estructura cristalina:
Hexagonal
Color:
Incoloro
Densidad
Isótopos: Dos isótopos naturales: 3-He (0,000137%) y 4-He
(99,999863%) . Otros seis isótopos inestables; el de mayor período
de semidesintegración: 6-He (806,7 milisegundos).
El helio normalmente presenta número de oxidación cero, y parece tener una débil
tendencia a unirse a otros elementos: flúor (difluoruro de helio), neón (HeNe).
También se han estudiado especies como He+ y He2+. Algunas aleaciones como
HgHe10 y Pt3He pueden considerarse clatratos.
Usos:
 gas inerte en soldadura de arco
 atmósfera para crecimiento de cristales de silicio y germanio y en la producción de
titanio y circonio
 refrigerante de reactores nucleares, ya que transfiere el calor , no se hace radiactivo
y es químicamente inerte
 gas de túneles de viento supersónicos
 llenado de globos de observación y otros utensilios más ligeros que el aire
 Una mezcla de helio y oxígeno se usa como atmósfera artificial para buceo y otros
trabajos bajo presión: no es soluble en la sangre, previene la narcosis del nitrógeno.
 Se emplean diferentes proporciones de He/O2 para diferentes profundidades. Para
baja presión y con fines terapéuticos: 80% He; 20% O2;
 llenado de globos y dirigibles ya que es más seguro (no inflamable) y con un 93% del
poder elevador del que el hidrógeno
 recientemente, para presurizar el combustible líquido de cohetes, (un cohete Saturno
requiere alrededor de 3,7x1011 litros para el lanzamiento;
 helio líquido se usa en resonancia magnética utilizada en medicina, lo que ha evitado
la necesidad de cirugía exploratoria para el diagnóstico de pacientes.
- 86 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
 Otra aplicación médica utiliza resonancia magnética para determinar si un paciente
tiene alguna forma de cáncer.
 El uso como refrigerante en superconductividad caerá en el futuro con el
descubrimiento de materiales superconductores de alta temperatura. Entre las
aplicaciones en auge se encuentra su uso en radares (detección de misiles crucero a
baja altura, etc.).
ARGÓN
.
Es la tercera sustancia más abundante en la atmósfera (0,94%).
Tanto en estado gaseoso como líquido, no tiene color ni olor.
Fuentes: Casi todo el argón proviene de la desintegración + del 40-K. La atmósfera
de Marte contiene 1,6% de 40-Ar y 5 ppm de 36-Ar.
El contenido en la corteza es 3,5x10-4% en peso.
Fraccionamiento del aire líquido (la atmósfera contiene un 0,94% de argón).
NOMBRE
ARGÓN
Símbolo
Ar
Período
3
Grupo
18
Masa atómica
39,948
Número atómico
18
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2-8-8
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
15,759
Punto de Fusión (ºC):
-189,35
Punto de Ebullición (ºC):
-185,85
Densidad
(kg/m3):
1,7824; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 28,95
Estructura cristalina:
Cúbica
Color:
Incoloro
Isótopos: Tres isótopos naturales: 36-Ar (0,3365%), 38-Ar (0,0632%); 40-Ar
(99,6003%). Se conocen veintiún isótopos inestables
Es un gas muy inerte. No forma verdaderos compuestos químicos como kriptón,
xenón y radónEl argón es 2,5 veces más soluble en agua que el nitrógeno e igual de
soluble que el oxígeno.
Usos:




Se usa en relleno de bombillas (inhibe la vaporización del wolframio)
en tubos fluorescentes a una presión de 400 Pa.
En el llenado de fototubos, tubos de incandescencia, etc.
Se usa como atmósfera inerte en soldadura de arco y en corte (pureza
superior al 99,96%, para evitar la formación de óxidos y nitruros)
- 87 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA

en la producción de titanio, molibdeno y otros elementos reactivos y para el
crecimiento de cristales de silicio y germanio
KRIPTÓN
Gas incoloro, inoloro e insípido. Es muy raro: la corteza contiene 1x10-8% en peso; la
atmósfera terrestre contiene 1 ppm. La atmósfera de Marte contiene 0,3 ppm.
Fuentes: Licuación y destilación fraccionada del aire (contiene 1 ppm).
NOMBRE
KRIPTÓN
Símbolo
Kr
Período
4
Grupo
18
Masa atómica
83,80
Número atómico
36
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2 - 8 - 18 - 8
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
13,999
Punto de Fusión (ºC):
-157,36
Punto de Ebullición (ºC):
-153,22
Densidad (kg/m3):
3,7493; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 34,73
Estructura cristalina:
Cúbica
Color:
Blanco en estado sólido.
Incoloro en estado gaseoso.
Isótopos Seis isótopos naturales: 78-Kr (0,35%), 80-Kr (2,25%), 82-Kr
(11,6%), 83-Kr (11,5%), 84-Kr (57,0%), 86-Kr (17,3%). Veintiséis
isótopos inestables, cuyos períodos de semidesintegración oscilan
entre 64 milisegundos (64-Kr) y 2,29x105 años (81-Kr).
Se han obtenido compuestos verdaderos de criptón: el difluoruro de criptón (KrF 2) se
ha preparado en cantidades de gramos y por varios métodos. También se ha
informado de un fluoruro superior y de la sal de un oxoácido de criptón. Se han
identificado los iones moleculares ArKr+ y KrH+ y existen evidencias de formación de
XeKr o XeKr+. Se han preparado clatratos con hidroquinona y fenol, que se emplean
para encerrar y almacenar el 85-Kr producido en los reactores nucleares.
Usos:
Lámparas fluorescentes. Lámpara de flash para fotografía de alta velocidad.
Es muy caro, lo que limita su uso.
XENÓN
- 88 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Descubierto por Ramsay y Travers en 1898 en el residuo de la evaporación de aire
líquido.
Fuentes: El elemento se encuentra en los gases desprendidos en ciertos
manantiales y se obtiene comercialmente del aire líquido.
El xenón es raro; hay 3x10-9% en peso en la corteza. En la atmósfera de Marte se
encuentra en la proporción 0,08 ppm.
El 133-Xe y el 135-Xe se producen en los reactores nucleares refrigerados por aire,
por irradiación con neutrones.
NOMBRE
XENÓN
Símbolo
Xe
Período
5
Grupo
18
Masa atómica
131,29
Número atómico
54
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2 - 8 - 18 - 18 - 8
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
12,130
Punto de Fusión (ºC):
-111,75
Punto de Ebullición (ºC):
-108,04
Densidad (kg/m3):
5,8971; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 44,67
Estructura cristalina:
Cúbica
Color:
. Incoloro
Isótopos: Nueve isótopos naturales: Veintinueve inestables, cuyos períodos de
semidesintegración oscilan entre 0,60 microsegundos y 36,4 días
El primer compuesto de gas noble que se logró sintetizar (1962) fue el XePtF6.
Posteriormente se obtuvo XeF2, XeF4 y XeF6 (todos ellos cristales incoloros) y otros:
xenatos (XeO4-2), perxenatos (XeO6-4), hidratos,... (unos 80, unido a flúor y oxígeno,
entre los que destaca el XeO3, altamente explosivo, aunque su disolución acuosa
(ácido xénico) es bastante estable y el XeO4), líquido muy volátil.
Usos:
Iluminación: tubos electrónicos, lámparas estroboscópicas, lámparas bactericidas,
lámparas para excitar láser de rubí. En la industria nuclear se usa (en estado líquido)
en las cámaras de burbujas y otras aplicaciones. Los perxenatos tienen aplicación en
química analítica como agentes oxidantes.
RADÓN
Es el más pesado de los gases conocidos
- 89 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Fuentes: Se ha estimado que hay 1 parte en 1021 partes de aire, procedente del radio
contenido en el suelo. Está presente en algunas aguas minerales. El contenido en la
corteza es del orden de 4x10-17% en peso.
De la desintegración de radio (otros isótopos del radón se obtienen de la misma
forma de actinio y torio).
NOMBRE
RADÓN
Símbolo
Rn
Período
6
Grupo
18
Masa atómica
(222)
Número atómico
86
Número de oxidación
-
Estado de agregación
gaseoso
Estructura electrónica
2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 8
Electronegatividad
-
Energía de 1º ionización (eV)
10,748
Punto de Fusión (ºC):
-71,0
Punto de Ebullición (ºC):
-61,7
Densidad
(kg/m3):
9,73; (0 ºC)
Volumen atómico
(cm3/mol): 50,46
Estructura cristalina:
Cúbica
Color:
. Incoloro
Isótopos: Se conocen treinta y tres isótopos. Todos son inestables; su
período de semidesintegración oscila entre 0,27 microsegundos (214Rn) y 3,8235 días (222-Rn).
Reacciona con el flúor, formando un fluoruro. También se ha informado de la
existencia de clatratos. Es un problema el estudio de sus compuestos debido a su
pequeño período de semidesintegración.
Usos:
En medicina se usa en pequeños contenedores llenos de radio que lo emiten y es
aspirado por los pacientes.
POLÍMEROS
La palabra polímero literalmente significa <<muchas piezas>>. Puede considerarse,
que un material sólido polimérico está formado por muchas partes químicamente
enlazadas como unidades enlazadas entre sí para formar un sólido.
Desde hace mucho tiempo comenzaron los químicos, físicos y biólogos a hacer
investigaciones en muchas sustancias que se encuentran en la naturaleza y que se
comportan de manera singular y que hoy en día sabemos que corresponden a
moléculas de lato peso molecular y que se les ha denominado macromoléculas.
Muchas de las macromoléculas del mundo animal son proteínas y se pueden
clasificar en fibrosas y globulares.
- 90 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Las FIBROSAS son insolubles en agua y sirven como estructura para los animales,
como la celulosa para las plantas, son ejemplos:
Colágeno del sistema conjuntivo
Queratina del tejido epitelial y cabello
Elastina del tejido conjuntivo elástico
Las GLOBULARES comprenden un amplio grupo que se caracterizan por su
solubilidad en agua o en soluciones de ácidos, bases y sales, son ejemplos:
La albúmina de huevo, la caseína y las proteínas del plasma.
Otras macromoléculas que tienen gran importancia son los ácidos nucleicos que
forman parte del material biológico de las células (ADN y ARN).
Las grandes moléculas se forman a partir de substancias de poco peso molecular
que se unen por enlaces químicos de manera que están formadas por la repetición
de ciertas “unidades” de bajo peso que reciben el nombre de MONÖMEROS (del
griego mono =uno y mero =parte), de ahí el denominarlos POLÍMEROS (del griego
poli =muchos).
Después de muchos estudios, el investigador W.H. CAROTHERS fijó dos reglas muy
simples y que marcaron el principio de los estudios modernos de los “polímeros”.
I.- TODAS LAS MOLÉCULAS CAPACES DE FORMAR POLÍMEROS DEBEN SER
BI O POLIFUNCIONALES.
II.- SÓLO EXISTEN DOS TIPOS DE REACCIONES QUE CONDUCEN A LA
FORMACIÓN DE POLÍMEROS.
Se llama bifuncional cuando tiene dos grupos reactivos, estos grupos pueden
existir previamente o aparecer en el curso de la reacción y se denomina polifuncional
a la que tiene más de dos grupos reactivos.
Las moléculas monofuncionales producen productos de bajo peso molecular.
Las moléculas bifuncionales dan como resultado polímeros lineales.
Las polifuncionales dan origen a moléculas que crecen en varías direcciones
produciendo estructuras rígidas por su reticulación.
La segunda de las reglas se refiere a las REACCIONES por las que se pueden
formar los polímeros.
Wallace Hume Carothers sugirió la clasificación de los polímeros en dos grupos, los
polímeros de condensación y los polímeros de adición.
Los polímeros de condensación se forman usualmente por la condensación
intermolecular escalonada o por etapas de los grupos reactivos; en donde cualquiera
de las especies moleculares pueden reaccionar, el peso molecular del polímero
aumenta continuamente durante la reacción, los tiempos de la reacción largos son
esenciales para obtener pesos moleculares elevados, en cualquier momento todas
las especies moleculares están presentes y tienen una distribución calculable.
- 91 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Los polímeros de adición resultan de ordinario por reacciones en cadena que
comprenden algún tipo de centro activo; al que sólo se adiciona una molécula a la
vez del monómero para formar una cadena creciente que tiende a poder lograr la
macromolécula, por lo anterior la concentración del monómero disminuye de modo
continuo durante el transcurso de la reacción, el peso molecular cambia poco
durante el transcurso de la reacción, los tiempos de reacción largos conducen a
elevados rendimientos pero afectan poco al peso molecular.
Etapas de una polimerización por adición
 Iniciación:
Para la polimerización en cadena, puede utilizarse uno de los distintos tipos de
catalizadores. En esta discusión consideraremos el uso de peróxidos orgánicos los
cuales actúan como generadores de radicales libres. Un radical libre puede definirse
como un grupo de átomos que tienen un electrón desapareado que puede enlazarse
de forma covalente a un electrón desapareado de otra molécula.
 M*
Se puede representar por:
M + Energía 
Donde M* representa el monómero activado.
 Propagación:
El proceso de aumentar la cadena del polímero por sucesivas adiciones de unidades
de monómero se denomina propagación.

 MM* + calor
M* + M
 M*
M + calor 
 MMM*
MM* + M 
 Terminación:
En la etapa de terminación puede conducir el crecimiento de la cadena por la adición
de un radical libre de acabado o cuando dos cadenas en crecimiento se combinan.
Otra posibilidad es que trazas de impurezas puedan terminar la cadena polimérica.

 MMMMM
MMM* + MM*

 MMMC
MMM* + C*
 M-M-M-M-M-M
M-M-M* + M-M-M 
 M-M-M + M-M=M
M-M-M* + M-M-M* 
 Intercambio de activación
En determinadas condiciones, puede ocurrir la última etapa en la que una cadena
encrecimiento entra en colisión con una cadena muerta y la transfiere el carácter
activo de la cadena en desarrollo a la muerta que se convierte en activa.
Mx* + Mn


Mx + Mn*
COMPORTAMIENTO TÉRMICO
- 92 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Los polímeros TERMOPLÄSTICOS son macromoléculas lineales, que son flexibles y
que pueden asumir formas complejas que se pueden complicar al ramificarse con
cadenas laterales que se extienden a partir de la cadena principal.
Las macromoléculas TERMOESTABLES tienen enlaces químicos que entrecruzan a
las cadenas del polímero, cuanto mayor sea la densidad de los enlaces
entrecruzados por unidad de volumen del material, más rígido será.
MÉTODOS DE POLIMERIZACIÓN
Técnicamente las reacciones de polimerización pueden efectuarse de diferentes
maneras según la naturaleza del monómero y de la utilización que se vaya a hacer
del polímero.
Los métodos de síntesis más empleados son:

Polimerización en masa: El monómero y el activador se mezclan en un reactor
que es calentado y enfriado según se requiera. Este proceso es utilizado
extensamente para la polimerización por condensación donde un monómero
puede cargarse en el reactor y otro añadirse lentamente. Los procesos en masa
pueden utilizarse para muchas reacciones de polimerización por condensación
por sus bajos calores de reacción.

Polimerización por solución: Se disuelve el monómero en un solvente no reactivo
que contiene un catalizador. El calor liberado por la reacción es absorbido por el
disolvente y de esta forma se disminuye la velocidad de reacción.

Polimerización por suspensión: Se mezcla el monómero con un catalizador y
entonces se dispersa como una suspensión en el agua. En este proceso el agua
absorbe el calor liberado por la reacción. Después de la polimerización, el
producto polimerizado es separado y secado. Este proceso se utiliza
comúnmente para producir muchos de los polímeros del tipo vinilo como el
policloruro de vinilo, poliestireno, etc.

Polimerización por emulsión: Este proceso de polimerización es similar al proceso
de suspensión puesto que se lleva a cabo en agua. Sin embargo, se añade un
emulsor para dispersar el monómero en partículas muy pequeñas.
AGUA.
CRITERIOS DE CLASIFICACIÓN DE LAS AGUAS
ALCALINIDAD
MUY DÉBIL
DÉBIL
MEDIA
FUERTE
HCO3- (mg/L)
< 50
50 – 150
150 – 250
250 – 350
- 93 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
MUY FUERTE
> 350
DUREZA
Ca2+ (mg/L)
BLANDAS
MODERADAMENTE DURAS
DURAS
MUY DURAS
0 – 15
15 – 30
30 – 45
> 45
MINERALIZACIÓN
AGUAS DE MINERALIZACIÓN MUY DÉBIL
OLIGOMETÁLICAS O DE
MINERALIZACIÓN DÉBIL
AGUAS DE MINERACIÓN FUERTE
(mg/L obtenidos a 180 ºC)
Hasta 50 mg/l de residuo seco
Hasta 500 mg/l de residuo seco
Más de 1500 mg/l de residuo seco
OTRAS ACEPCIONES ACEPTADAS
• Bicarbonatada: más de 600 mg/l de bicarbonato.
• Sulfatada: más de 200 mg/l de sulfatos.
• Clorulada: más de 200 mg/l de cloruro.
• Cálcica: más de 150 mg/l de calcio.
• Magnésica: más de 50 mg/l de magnesio.
• Fluorada, o que contiene fluoruros: más de 1 mg/l de fluoruros.
• Ferruginosa, o que contiene hierro: más de 1 mg de hierro bivalente.
• Acidulada: más de 250 mg/l de CO2.
• Sódica: más de 200 mg/l de sodio.
• Indicada para la preparación de alimentos infantiles
• Indicada para dietas pobres en sodio: hasta 20 mg/l.
• Puede tener efectos laxantes.
• Puede ser diurética.
SALINIDAD
AGUAS DE SALINIDAD DÉBIL
AGUAS DE SALINIDAD MEDIANA
AGUAS DE SALINIDAD FUERTE
(g/L)
< 0,2
0,2 – 1,0
> 1,0
ACIDEZ / BASICIDAD
ACIDEZ FUERTE
ACIDEZ MEDIA
ACIDEZ DÉBIL
NEUTRA
BASICIDAD DÉBIL
BASICIDAD MEDIA
BASICIDAD FUERTE
pH
<5
5–6
6–7
7 – 7,5
7,5 – 8
8–9
>9
- 94 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
EL AGUA COMO MATERIA PRIMA
Mucha gente se sorprende de lo violenta que es la reacción química entre el sodio
metálico y el agua, con desprendimiento de hidrógeno y formación de hidróxido de
sodio. En una celda de mercurio se elabora sosa cáustica (hidróxido de sodio) en
una forma muy similar, el sodio se amalgama y reacciona de acuerdo a la ecuación:
2 Na(S) + 2 H2O(L) --------> 2 NaOH(aq) + H2(G)
Esta es una de las muchas reacciones químicas industriales en las que el agua se
utiliza como materia prima.
En algunos procesos, las reacciones se desarrollan en fase gaseosa o de vapor. Por
ejemplo, en la primera fase del proceso de elaboración del amoníaco, en donde el
vapor de agua reacciona con el metano gaseoso, del gas natural, para producir el
hidrógeno necesario para la formación del amoníaco, se representa mediante la
ecuación química:
CH4(G) + H2O(V) ----------> 3 H2(G) + CO(G)
En las industrias de las bebidas embotelladas, el agua de alta calidad es el principal
componente del producto terminado. Cada refresco tiene sus propias normas de
calidad, requiriendo desde agua muy clara para bebidas carbonatadas hasta agua
totalmente desmineralizada para bebidas alcohólicas.
El agua también es muy importante en la industria farmacéutica. Forma parte de
muchos medicamentos en su presentación líquida incluyendo soluciones inyectables.
El agua es un vehículo muy adecuado para muchos compuestos químicos, se utiliza
mucho en la presentación de soluciones acuosas de ácidos y de soluciones acuosas
de sustancias ácidas gaseosos, por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, anhidrido
sulfúrico, SO3, y pentóxido de fósforo, P2O5. El amoníaco para uso doméstico es una
solución de amoníaco en agua. El hidróxido de sodio al obtenerlo en la industria, se
conserva en solución acuosa para que no se eleve el costo de la producción de
hidróxido de sodio sólido.
GENERACIÓN DE ENERGÍA
En países como Estados Unidos la mayor parte de la energía es generada en
plantas termoeléctricas. La mayoría de estas plantas recuperan el vapor de agua por
condensadores, de manera que casi siempre, la cantidad de agua de remplazo
consumida es muy baja, de cerca del 1 %.
La planta industrial que produce vapor de agua para transformarlo en energía, tiene
pérdidas de agua mucho mayores que la estación generadora, por lo que requiere de
una mayor cantidad de agua de reemplazo; y el grado de contaminación del vapor
- 95 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
condensado y la temperatura del condensado que se recircula es diferente en ambas
instalaciones.
Una de las principales razones del mayor consumo de agua de reemplazo en las
instalaciones industriales es el alto costo de la tubería que requería instalar en una
planta compleja para recircular el vapor condensado.
En la planta generadora, el vapor de agua se expande a través de una turbina hasta
una presión por debajo de la atmosférica y luego se condensa en un equipo provisto
de un sistema que está sólo unos cuantos grados por encima de la temperatura que
el agua de enfriamiento. El vapor de agua condensado que vuelve al sistema tiene
unos cuantos grados más de temperatura que el agua de enfriamiento descargada.
En la planta industrial, el condensador es el equipo de proceso que por lo general
opera a una presión mayor a la atmosférica. Por lo tanto, la temperatura del
condensado que se recircula se encuentra entre 150 y 250 ºF, en comparación con
la temperatura de 100 a 120 ºF en la estación de la termoeléctrica.
La planta industrial generadora de vapor de agua puede utilizarlo para accionar la
maquinaria que se utiliza para la producción de electricidad o electricidad y vapor de
agua. Como ejemplo de este tipo de industrias se pueden citar las fábricas de papel
que generan vapor a 900 lb/pulg2. El vapor de agua se puede utilizar en algunas
turbinas aprovechando la energía obtenida para accionar las bombas, generadores,
compresoras, máquinas para fabricar el papel y otro equipo auxiliar. Parte del vapor
de agua pasa a la línea del vapor a 25 lb/pulg2. Otros rodillos secadores utilizan
vapor a 60 lb/pulg2. El vapor de baja presión se usa en la elaboración de pulpa,
procesando astillas de madera en un digestor. En algunas turbinas, al igual que en
las estaciones generadoras termoeléctricas, el vapor de agua se expande y la
presión disminuye hasta anularse, obteniéndose una eficiencia máxima.
La generación de energía mecánica a partir de agua que fluye por turbinas
hidráulicas, se hace desde el inicio de la revolución industrial (utilizaban las ruedas
hidráulicas para moler granos).
Además de aprovechar la energía hidráulica natural, hay aplicaciones especiales en
que la industria también utiliza la energía hidráulica generada artificialmente. La más
común se relaciona con el uso de chorros de agua a alta presión para aplicar una
gran concentración de energía cinética a un área muy reducida. Las siderúrgicas
eliminan en esta forma las escamas de las láminas de acero.
EL AGUA EN LA INDUSTRIA
En los procesos industriales el agua realiza importantes funciones: se utiliza para
transportar otros materiales en diferentes procedimientos de lavado, como materia
prima y en un sin número de otras aplicaciones que pueden ser exclusivas de una
sola industria e incluso de una sola planta.
El agua es un medio adecuado y económico para el lavado general de equipos
industriales. Además de la estética, lavar el equipo en la industria es muy importante
- 96 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
ya que evita que se contaminen los productos con el polvo o con basura, como
medida de seguridad (evita que se acumulen los desechos en el piso y no resbalarse
o caerse y lastimarse) y para evitar el polvo que puede dañar al equipo. En la
industria nuclear, en donde los procedimientos de lavado son mucho más complejos
que en otras industrias, el equipo expuesto a la acumulación de partículas radiactivas
se lava minuciosamente con detergentes y se enjuaga abundantemente con agua.
El lavado de los materiales de producción puede hacerse de muy diversas maneras,
ya que cada una es apropiada para un tipo de operación en particular. Los métodos
de lavado se clasifican de manera general en los tres tipos siguientes: lavado por
dilución, por desplazamiento o desalojamiento y por extracción.
La industria de la galvanoplastia proporciona un buen ejemplo del lavado por
dilución, ya que los objetos que se recubren con el metal se sumergen en una serie
de tanques de soluciones químicas y deben pasar por enjuagues intermedios para
evitar que lleven líquidos de un tanque a otro y se contaminen las soluciones. Las
plantas modernas de galvanoplastia están equipadas con tanques para enjuague a
contracorriente, los cuales están especialmente diseñados para proporcionar un
lavado minucioso con pérdida mínima de agua o de producción mínima de agua
residual. El efecto de lavado se logra en el tanque de enjuague mediante la dilución
de la capa superficial del compuesto químico proveniente del tanque de reacción
anterior. Por supuesto, la difusión tiene una función importante en la operación
efectiva de enjuague.
La industria del papel ofrece un ejemplo de lavado por desplazamiento o
desalojamiento en la eliminación del licor residual en los lavaderos de pulpa cruda,
estas unidades son esencialmente filtros al vacío en los que un tambor de filtrado
gira y está parcialmente sumergido en un tanque de pulpa digerida a una
consistencia aproximada del 15 %. La pulpa forma una cubierta sobre el tambor
conforme el licor fluye por la malla que lo cubre recibiéndose en un tubo recolector
interno. Al girar el tambor, parte de la capa de pulpa adherida queda expuesta y
sobre ella actúan los chorros planos de agua que lavan la pulpa y separan el licor
restante que pasa por la malla del tambor, para ser recibida en el tubo interior para
volverlo a utilizar.
Existe un proceso similar de desalojamiento para eliminar y recuperar la sosa
cáustica (hidróxido de sodio) de las telas de algodón mercerizado. El hidróxido de
sodio recuperado se libera del material celulósico lavándolo en un dializador. En este
aparato, se utiliza agua para extraer el hidróxido de sodio que pasa a través de una
membrana que retiene las grandes moléculas de los carbohidratos.
El lavado por extracción se utiliza en muchas industrias y en la mayoría de las
refinerías de petróleo para eliminar la sal del petróleo crudo, evitando de esta
manera la corrosión en las columnas de destilación. Se bombea agua al petróleo
crudo en una proporción de cerca del 4 % del flujo del petróleo, y la eficiencia de la
extracción de la sal depende de que tan perfectamente sea el mezclado. A
continuación, se agregan compuestos químicos para romper la emulsión, antes de
- 97 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
que el petróleo pase a un recipiente, en donde por medio de electrodos se desaloja
el agua del petróleo, permitiendo su separación por gravedad.
También la azúcar refinada se lava mediante un proceso de extracción de agua
durante el proceso de centrifugación. El agua de lavado elimina la capa de mieles de
los cristales de azúcar, con el objeto de eliminar el color del producto final y lograr
que fluya libremente.
Con el uso generalizado de los sistemas de aire acondicionado se ha empezado a
utilizar agua para lavar y humedecer el aire y quitarle las basuras que lleva.
Frecuentemente, la temperatura del agua de lavado se controla de manera
minuciosa para que el aire limpio tenga la humedad adecuada. Esta aplicación está
adquiriendo una importancia cada vez mayor en la industria de la microelectrónica y
en la aeroespacial, en la que todas las salas de ensamble deben estar
perfectamente libres de polvo para evitar cualquier acumulación de polvo en las
superficies maquinadas o en los dispositivos de control.
En la clasificación de materiales por medios hidráulicos (se pueden considerar como
una forma especial de lavado), el agua actúa como medio para separar el material
deseado de sus contaminantes, por ejemplo, en la separación de la pizarra del
carbón y en los procedimientos de flotación por espuma en la industria minera.
También se utiliza el agua como medio de transporte de materiales en otras
industrias como la alimentaría, en las plantas enlatadoras, las verduras se
transportan mediante corrientes de agua, al igual que la remolacha en los ingenios
azucareros. Cuando el carbón pulverizado se necesita transportar a grandes
distancias, también, se envía en forma de suspensión a través de tuberías.
Hasta cierto punto, casi todas las industrias utilizan el agua como medio de
transporte y diluyente para los desechos, en la misma forma en que la utiliza la
sociedad en los sistemas de aguas negras.
Además el agua se utiliza en forma de vapor como medio de transporte, en los
procesos de destilación por arrastre de vapor, donde las burbujas de vapor de agua
de un recipiente que contiene un líquido orgánico volátil producen una mezcla de
vapor constituido por el agua y los compuestos volátiles, la cual tiene una
composición que está en relación a sus masas moleculares y es igual a la relación
que existe entre las presiones parciales de vapor de cada uno de los dos materiales
(Ley de las presiones parciales de Dalton). El vapor también se utiliza para la
evacuación de gases de lugares cerrados, por ejemplo, en el caso en que se utilizan
conductores de vapor en condensadores de turbinas para eliminar en forma continua
los gases no condensables del recipiente del condensador y evitar con esto que el
gas cubra las superficies de transporte de calor.
OTROS USOS
El agua es un material relativamente barato y adecuado para diferentes procesos
industriales de la más diversa índole. Se utiliza como material sellador en los prensaestopas de las bombas centrífugas y en recipientes almacenadores de gases.
También, en procesos de enfriamiento y de disminución de fricción.
- 98 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
El agua se utiliza mucho como medio de protección para el personal que labora en la
industria nuclear, por ser un moderador de neutrones y la radiación. Los elementos
químicos radiactivos se cortan o se fabrican dentro de un baño de agua, empleando
maquinaria especial equipada con una cámara de televisión sumergible en agua
para trasmitir la imagen al operador. El trabajador manipula los controles de la
maquinaria desde la sala de operación, protegido por una separación de 6 a 9
metros de agua entre él y el objeto radiactivo que se coloca en un estanque.
Parece que en todas las industrias se empieza a tomar conciencia de la necesidad
de vigilar la calidad del agua que se requiere en cada caso y de descargarla, lo
menos contaminada posible, como parte de su obligación con la sociedad.
Principales usos del agua en México
TRATAMIENTOS DEL AGUA.
Depuración de aguas residuales
Composición
La composición de las aguas residuales se analiza con diversas mediciones físicas,
químicas y biológicas. Las mediciones más comunes incluyen la determinación del
contenido en sólidos, la demanda bioquímica de oxígeno (DBO5), la demanda
química de oxígeno (DQO), y el pH.
- 99 -
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Los residuos sólidos comprenden los sólidos disueltos y en suspensión. Los sólidos
disueltos son productos capaces de atravesar un papel de filtro, y los suspendidos
los que no pueden hacerlo. Los sólidos en suspensión se dividen a su vez en
depositables y no depositables, dependiendo del número de miligramos de sólido
que se depositan a partir de 1 litro de agua residual en una hora. Todos estos sólidos
pueden dividirse en volátiles y fijos, siendo los volátiles, por lo general, productos
orgánicos y los fijos materia inorgánica o mineral.
La concentración de materia orgánica se mide con los análisis DBO5 y DQO. La
DBO5 es la cantidad de oxígeno empleado por los microorganismos a lo largo de un
periodo de cinco días para descomponer la materia orgánica de las aguas residuales
a una temperatura de 20 °C. De modo similar, el DQO es la cantidad de oxígeno
necesario para oxidar la materia orgánica por medio de dicromato en una solución
ácida y convertirla en dióxido de carbono y agua. El valor de la DQO es siempre
superior al de la DBO5 porque muchas sustancias orgánicas pueden oxidarse
químicamente, pero no biológicamente. La DBO5 suele emplearse para comprobar la
carga orgánica de las aguas residuales municipales e industriales biodegradables,
sin tratar y tratadas. La DQO se usa para comprobar la carga orgánica de aguas
residuales que, o no son biodegradables o contienen compuestos que inhiben la
actividad de los microorganismos. El pH mide la acidez de una muestra de aguas
residuales.
Los valores típicos para los residuos sólidos presentes en el agua y la DBO5 del
agua residual doméstica aparecen en la tabla adjunta. El contenido típico en materia
orgánica de estas aguas es un 50% de carbohidratos, un 40% de proteínas y un 10%
de grasas; el pH puede variar de 6,5 a 8,0.
Los procesos empleados en las plantas depuradoras municipales suelen clasificarse
como parte del tratamiento primario, secundario o terciario.
 Tratamiento primario
Las aguas residuales que entran en una depuradora contienen materiales que
podrían atascar o dañar las bombas y la maquinaria. Estos materiales se eliminan
por medio de enrejados o barras verticales, y se queman o se entierran tras ser
recogidos manual o mecánicamente. El agua residual pasa a continuación a través
- 100
-
APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
de una trituradora, donde las hojas y otros materiales orgánicos son triturados para
facilitar su posterior procesamiento y eliminación.
Cámara de arena
En el pasado, se usaban tanques de deposición, largos y estrechos, en forma de
canales, para eliminar materia inorgánica o mineral como arena, sedimentos y grava.
Estas cámaras estaban diseñadas de modo que permitieran que las partículas
inorgánicas de 0,2 mm o más se depositaran en el fondo, mientras que las partículas
más pequeñas y la mayoría de los sólidos orgánicos que permanecen en suspensión
continuaban su recorrido. Hoy en día las más usadas son las cámaras aireadas de
flujo en espiral con fondo en tolva, o clarificadores, provistos de brazos mecánicos
encargados de raspar. Se elimina el residuo mineral y se vierte en vertederos
sanitarios. La acumulación de estos residuos puede ir de los 0,08 a los 0,23 m3 por
cada 3,8 millones de litros de aguas residuales.
Sedimentación
Una vez eliminada la fracción mineral sólida, el agua pasa a un depósito de
sedimentación donde se depositan los materiales orgánicos, que son retirados para
su eliminación. El proceso de sedimentación puede reducir de un 20 a un 40% la
DBO5 y de un 40 a un 60% los sólidos en suspensión.
La tasa de sedimentación se incrementa en algunas plantas de tratamiento industrial
incorporando procesos llamados coagulación y floculación químicas al tanque de
sedimentación. La coagulación es un proceso que consiste en añadir productos
químicos como el sulfato de aluminio, el cloruro férrico o polielectrolitos a las aguas
residuales; esto altera las características superficiales de los sólidos en suspensión
de modo que se adhieren los unos a los otros y precipitan. La floculación provoca la
aglutinación de los sólidos en suspensión. Ambos procesos eliminan más del 80% de
los sólidos en suspensión.
Flotación
Una alternativa a la sedimentación, utilizada en el tratamiento de algunas aguas
residuales, es la flotación, en la que se fuerza la entrada de aire en las mismas, a
presiones de entre 1,75 y 3,5 kg por cm2. El agua residual, supersaturada de aire, se
descarga a continuación en un depósito abierto. En él, la ascensión de las burbujas
de aire hace que los sólidos en suspensión suban a la superficie, de donde son
retirados. La flotación puede eliminar más de un 75% de los sólidos en suspensión.
Digestión
La digestión es un proceso microbiológico que convierte el cieno, orgánicamente
complejo, en metano, dióxido de carbono y un material inofensivo similar al humus.
Las reacciones se producen en un tanque cerrado o digestor, y son anaerobias, esto
es, se producen en ausencia de oxígeno. La conversión se produce mediante una
serie de reacciones. En primer lugar, la materia sólida se hace soluble por la acción
de enzimas. La sustancia resultante fermenta por la acción de un grupo de bacterias
productoras de ácidos, que la reducen a ácidos orgánicos sencillos, como el ácido
acético. Entonces los ácidos orgánicos son convertidos en metano y dióxido de
carbono por bacterias. Se añade cieno espesado y calentado al digestor tan
frecuentemente como sea posible, donde permanece entre 10 y 30 días hasta que
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
se descompone. La digestión reduce el contenido en materia orgánica entre un 45 y
un 60 por ciento.
Desecación
El cieno digerido se extiende sobre lechos de arena para que se seque al aire. La
absorción por la arena y la evaporación son los principales procesos responsables
de la desecación. El secado al aire requiere un clima seco y relativamente cálido
para que su eficacia sea óptima, y algunas depuradoras tienen una estructura tipo
invernadero para proteger los lechos de arena. El cieno desecado se usa sobre todo
como acondicionador del suelo; en ocasiones se usa como fertilizante, debido a que
contiene un 2% de nitrógeno y un 1% de fósforo.
 Tratamiento secundario
Una vez eliminados de un 40 a un 60% de los sólidos en suspensión y reducida de
un 20 a un 40% la DBO5 por medios físicos en el tratamiento primario, el tratamiento
secundario reduce la cantidad de materia orgánica en el agua. Por lo general, los
procesos microbianos empleados son aeróbicos, es decir, los microorganismos
actúan en presencia de oxígeno disuelto. El tratamiento secundario supone, de
hecho, emplear y acelerar los procesos naturales de eliminación de los residuos. En
presencia de oxígeno, las bacterias aeróbicas convierten la materia orgánica en
formas estables, como dióxido de carbono, agua, nitratos y fosfatos, así como otros
materiales orgánicos. La producción de materia orgánica nueva es un resultado
indirecto de los procesos de tratamiento biológico, y debe eliminarse antes de
descargar el agua en el cauce receptor.
Hay diversos procesos alternativos para el tratamiento secundario, incluyendo el filtro
de goteo, el cieno activado y las lagunas.
Filtro de goteo
En este proceso, una corriente de aguas residuales se distribuye intermitentemente
sobre un lecho o columna de algún medio poroso revestido con una película
gelatinosa de microorganismos que actúan como agentes destructores. La materia
orgánica de la corriente de agua residual es absorbida por la película microbiana y
transformada en dióxido de carbono y agua. El proceso de goteo, cuando va
precedido de sedimentación, puede reducir alrededor de un 85% la DBO5.
Fango activado
Se trata de un proceso aeróbico en el que partículas gelatinosas de cieno quedan
suspendidas en un tanque de aireación y reciben oxígeno. Las partículas de cieno
activado, llamadas floc, están compuestas por millones de bacterias en crecimiento
activo aglutinadas por una sustancia gelatinosa. El floc absorbe la materia orgánica y
la convierte en productos aeróbicos. La reducción de la DBO5 fluctúa entre el 60 y el
85 por ciento.
Un importante acompañante en toda planta que use cieno activado o un filtro de
goteo es el clarificador secundario, que elimina las bacterias del agua antes de su
descarga.
Estanque de estabilización o laguna
Otra forma de tratamiento biológico es el estanque de estabilización o laguna, que
requiere una extensión de terreno considerable y, por tanto, suelen construirse en
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
zonas rurales. Las lagunas opcionales, que funcionan en condiciones mixtas, son las
más comunes, con una profundidad de 0,6 a 1,5 m y una extensión superior a una
hectárea. En la zona del fondo, donde se descomponen los sólidos, las condiciones
son anaerobias; la zona próxima a la superficie es aeróbica, permitiendo la oxidación
de la materia orgánica disuelta y coloidal. Puede lograrse una reducción de la DBO5
de un 75 a un 85 por ciento.
 Tratamiento avanzado de las aguas residuales
El tratamiento terciario, o de tercera fase, suele emplearse para eliminar el fósforo,
mientras que el tratamiento avanzado podría incluir pasos adicionales para mejorar
la calidad del efluente eliminando los contaminantes recalcitrantes. Hay procesos
que permiten eliminar más de un 99% de los sólidos en suspensión y reducir la
DBO5 en similar medida. Los sólidos disueltos se reducen por medio de procesos
como la ósmosis inversa y la electrodiálisis. La eliminación del amoníaco, la
desnitrificación y la precipitación de los fosfatos pueden reducir el contenido en
nutrientes. Si se pretende la reutilización del agua residual, la desinfección por
tratamiento con ozono es considerada el método más fiable, excepción hecha de la
cloración extrema.
Vertido del líquido
El vertido final del agua tratada se realiza de varias formas. La más habitual es el
vertido directo a un río o lago receptor. En aquellas partes del mundo que se
enfrentan a una creciente escasez de agua, tanto de uso doméstico como industrial,
las autoridades empiezan a recurrir a la reutilización de las aguas tratadas para
rellenar los acuíferos, regar cultivos no comestibles, procesos industriales, recreo y
otros usos. En un proyecto de este tipo, en la Potable Reuse Demonstration Plant de
Denver, Colorado, el proceso de tratamiento comprende los tratamientos
convencionales primario y secundario, seguidos de una limpieza por cal para eliminar
los compuestos orgánicos en suspensión. Durante este proceso, se crea un medio
alcalino (pH elevado) para potenciar el proceso. En el paso siguiente se emplea la
recarbonatación para volver a un pH neutro. A continuación se filtra el agua a través
de múltiples capas de arena y carbón vegetal, y el amoníaco es eliminado por
ionización. Los pesticidas y demás compuestos orgánicos aún en suspensión son
absorbidos por un filtro granular de carbón activado. Los virus y bacterias se eliminan
por ozonización. En esta fase el agua debería estar libre de todo contaminante pero,
para mayor seguridad, se emplean la segunda fase de absorción sobre carbón y la
ósmosis inversa y, finalmente, se añade dióxido de cloro para obtener un agua de
calidad máxima.
QUÍMICA APLICADA
INDICE
1.
pag.
QUÍMICA DEL CARBONO………………………………………………………………………………………….1
1.1. ALCANOS
1.2. ALQUENOS
1.3. ALQUINOS
1.4. ISOMERÍA
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
HIDROGENO………….…………………………………………………………………………………………….20
2.1. ESTADO NATURAL
2.2. PROPIEDADES FISICAS
2.3. PROPIEDADES QUIMICAS
2.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
2.5. USOS
HIDROGENACIÓN………………..………………………………………………………………………………...23
OXIGENO……………….…………………………………………………………………………………….……..28
4.1. HISTORIA
4.2. PROPIEDADES FISICAS
4.3. PROPIEDADES QUIMICAS
4.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
4.5. USOS
OXIDACIÓN…………..…………………………………………………………………………………..…………32
NITROGENO……………………………………………………………………………………………………..….36
6.1. HISTORIA
6.2. PROPIEDADES FISICAS
6.3. PROPIEDADES QUIMICAS
6.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
6.5. USOS
NITRACIÓN……..…………………………………………………………………………………………………...43
AZUFRE………………………………………………………………………………………………………....…...49
8.1. HISTORIA
8.2. PROPIEDADES FISICAS
8.3. PROPIEDADES QUIMICAS
8.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
8.5. USOS
SULFONACIÓN……………………………………………………………………………………………………..55
HALÓGENOS………………………………………………………………………………………………….........60
10.1. HISTORIA
10.2. PROPIEDADES FISICAS
10.3. PROPIEDADES QUIMICAS
10.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
10.5. USOS
HALOGENACIÓN……………………………………………………………………………………………..........65
FÓSFORO……………………………………………………………………………………………………………72
12.1. HISTORIA
12.2. PROPIEDADES FISICAS
12.3. PROPIEDADES QUIMICAS
12.4. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
12.5. USOS
FOSFATIZACIÓN…………………………………………………………………………………………………...77
GASES RAROS……………………………………………………………………………………………………..81
POLÍMEROS…………………………………………………………………………………………………….…..88
16. AGUA………………………………..……………………………………………………………………….……….91
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APUNTES DE QUÍMICA APLICADA
Profesora: Ing. Q. Elvira
Valadez I Sánchez
Grupo: 01
Semestre 2004 -1
APUNTES
DE
QUÍMICA APLICADA
Alumno:
CABRERA NÚÑEZ ROGELIO
UNAM.
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