El dinitrógeno, el amoniaco y el ácido nítrico
Un central azucarero, un campo de papa o una finca de plátano necesitan fertilizantes para producir buenas cosechas. Casi todos se fabrican a partir de un gas que respiras a cada instante, pero que ninguna planta puede aprovechar directamente: el dinitrógeno. ¿Cómo se convierte ese gas del aire en alimento para las plantas? Lo veremos paso a paso.
El dinitrógeno
El aire que te rodea es una mezcla de gases. Aproximadamente el $78\ \%$ de su volumen es dinitrógeno, de fórmula $\text{N}_2$. El dioxígeno es cerca del $21\ \%$ y el resto son otros gases en pequeña cantidad.
En el $\text{N}_2$ los dos átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones: hay un triple enlace covalente entre ellos. Cada átomo tiene 5 electrones de valencia (columna 15 de la tabla) y al compartir tres pares completa ocho.
$$:\text{N}\equiv\text{N}:$$Ese triple enlace es muy fuerte y hace falta mucha energía para romperlo. Por eso el dinitrógeno es poco reactivo: a temperatura ambiente casi no reacciona con nada. Es un gas incoloro, inodoro, poco soluble en agua y su molécula es apolar.
Indica el porcentaje aproximado en volumen de dinitrógeno en el aire y escribe su fórmula. Explica por qué es una sustancia poco reactiva, relacionándolo con el tipo de…
Indica el porcentaje aproximado en volumen de dinitrógeno en el aire y escribe su fórmula. Explica por qué es una sustancia poco reactiva, relacionándolo con el tipo de enlace entre sus átomos.
El amoniaco
El amoniaco es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno de fórmula $\text{NH}_3$. Sus moléculas son polares y tienen forma de pirámide con el átomo de nitrógeno en el vértice.
Propiedades físicas:
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Es un gas a temperatura ambiente, incoloro y de olor penetrante e irritante.
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Es menos denso que el aire.
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Es muy soluble en agua: en un litro de agua se disuelven cientos de litros de amoniaco.
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Se licua con facilidad al comprimirlo, por eso se transporta como líquido.
La fuente de amoniaco
Un matraz seco se llena de amoniaco y se tapa con un tapón por el que pasa un tubo de vidrio. El tubo se sumerge en un recipiente con agua y unas gotas de fenolftaleína. Al entrar en contacto las primeras gotas de agua, el gas se disuelve tan rápido que la presión dentro del matraz baja y el agua del recipiente sube con fuerza, formando una «fuente».
El agua se vuelve roja. La fenolftaleína es roja en medio básico, así que la disolución es básica. Esto ocurre porque el amoniaco reacciona con el agua:
$$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$$Se forman iones amonio ($\text{NH}_4^+$) e iones hidróxido ($\text{OH}^-$). Los iones $\text{OH}^-$ son los responsables del carácter básico (alcalino) y del color rojo. La disolución de amoniaco en agua se llama a veces amoniaco acuoso.
Escribe las fórmulas y los nombres del amoniaco y del ácido nítrico. Indica el estado de agregación del amoniaco a temperatura ambiente y menciona una de sus propiedades…
Escribe las fórmulas y los nombres del amoniaco y del ácido nítrico. Indica el estado de agregación del amoniaco a temperatura ambiente y menciona una de sus propiedades físicas características.
En la experiencia de la «fuente de amoniaco», un matraz lleno de este gas se conecta a un recipiente con agua y unas gotas de fenolftaleína, y el agua sube con fuerza y…
En la experiencia de la «fuente de amoniaco», un matraz lleno de este gas se conecta a un recipiente con agua y unas gotas de fenolftaleína, y el agua sube con fuerza y se pone de color rojo.
- a) Explica, a partir de la solubilidad del amoniaco, por qué sube el agua.
- b) Escribe la ecuación de la reacción del amoniaco con el agua e identifica los iones que explican el color.
- c) Indica qué carácter ácido-base tiene la disolución.
Obtención del amoniaco: Haber-Bosch
El amoniaco se produce a gran escala combinando directamente dinitrógeno y dihidrógeno. Es el método de Haber-Bosch:
$$\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\,\text{NH}_3$$La flecha doble $\rightleftharpoons$ indica una reacción reversible: ocurre en los dos sentidos a la vez. Parte del amoniaco formado vuelve a descomponerse en $\text{N}_2$ y $\text{H}_2$, de modo que la reacción no se completa del todo.
Para obtener un buen rendimiento se emplean estas condiciones:
| Condición | Valor aproximado |
|---|---|
| Presión | alta, de 150 a 300 atmósferas |
| Temperatura | unos $400$–$500\ °\text{C}$ |
| Catalizador | hierro |
La presión alta favorece la formación del amoniaco, la temperatura da suficiente velocidad a la reacción y el catalizador la acelera sin consumirse. El amoniaco formado se enfría, se licua y se separa; el $\text{N}_2$ y el $\text{H}_2$ que no reaccionaron regresan al reactor.
Relación entre volúmenes de gases
Los coeficientes de la ecuación indican la relación entre cantidades de sustancia: $1$ mol de $\text{N}_2$, $3$ mol de $\text{H}_2$ y $2$ mol de $\text{NH}_3$. Como un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen si la presión y la temperatura son iguales, la relación entre volúmenes es la misma que entre coeficientes:
$$1\ \text{volumen de N}_2 : 3\ \text{volúmenes de H}_2 : 2\ \text{volúmenes de NH}_3$$El amoniaco se obtiene industrialmente por el método de Haber-Bosch: $$\text{N}2 + 3\,\text{H}2 \rightleftharpoons 2\,\text{NH}3$$ a) Indica qué significa el símbolo…
El amoniaco se obtiene industrialmente por el método de Haber-Bosch:
$$\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\,\text{NH}_3$$- a) Indica qué significa el símbolo $\rightleftharpoons$ y menciona las condiciones que se emplean (presión, temperatura y catalizador).
- b) Si reaccionan 10 L de dinitrógeno con la cantidad necesaria de dihidrógeno, todos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, calcula el volumen de dihidrógeno que se consume y el volumen de amoniaco que se forma, suponiendo reacción completa.
El ácido nítrico
El ácido nítrico tiene fórmula $\text{HNO}_3$. Es un líquido incoloro, de olor fuerte, muy corrosivo, que produce quemaduras graves en la piel. Es un ácido fuerte y un oxidante enérgico. Sus sales son los nitratos.
Se obtiene a partir del amoniaco en tres etapas:
- Oxidación catalítica del amoniaco (con platino como catalizador, a alta temperatura):
- Oxidación del monóxido de nitrógeno con más dioxígeno:
- Reacción del dióxido de nitrógeno con agua:
En la etapa 3 se forma de nuevo $\text{NO}$. Ese monóxido de nitrógeno se devuelve a la etapa 2, donde se oxida otra vez a $\text{NO}_2$. Así se aprovecha todo el nitrógeno.
El ácido nítrico concentrado también ataca a metales como el cobre, y desprende un gas tóxico:
$$\text{Cu} + 4\,\text{HNO}_3 \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$El $\text{NO}_2$ es un gas pardo-rojizo, de olor sofocante y muy tóxico. La disolución final de nitrato de cobre(II) es de color azul-verdoso. Por eso la reacción se hace en una campana de extracción o al aire libre, y con guantes, espejuelos y bata.
El ácido nítrico se obtiene industrialmente a partir del amoniaco en tres etapas: 1. oxidación catalítica del amoniaco con dioxígeno para formar monóxido de nitrógeno y…
El ácido nítrico se obtiene industrialmente a partir del amoniaco en tres etapas:
-
oxidación catalítica del amoniaco con dioxígeno para formar monóxido de nitrógeno y agua;
-
oxidación del monóxido de nitrógeno a dióxido de nitrógeno;
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reacción del dióxido de nitrógeno con agua para formar ácido nítrico y monóxido de nitrógeno.
Escribe las tres ecuaciones balanceadas y señala qué sustancia de la etapa 3 puede reutilizarse en el proceso.
El ácido nítrico concentrado ataca al cobre: $$\text{Cu} + 4\,\text{HNO}3 \rightarrow \text{Cu(NO}3)2 + 2\,\text{NO}2 + 2\,\text{H}2\text{O}$$ Se hacen reaccionar 6,35 g…
El ácido nítrico concentrado ataca al cobre:
$$\text{Cu} + 4\,\text{HNO}_3 \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$Se hacen reaccionar 6,35 g de cobre con ácido nítrico concentrado en exceso.
- a) Calcula la cantidad de sustancia de $\text{NO}_2$ que se desprende y su volumen en condiciones normales (22,4 L/mol). Masa molar del cobre: 63,5 g/mol.
- b) Describe el aspecto del gas y de la disolución final.
- c) Argumenta por qué esta reacción debe realizarse en una campana de extracción o al aire libre y con protección personal.
Usos y fertilizantes nitrogenados
Amoniaco. Se usa para fabricar fertilizantes, ácido nítrico, explosivos y productos de limpieza, y como refrigerante en instalaciones de frío industriales.
Ácido nítrico. Se usa para fabricar fertilizantes (nitratos), explosivos y colorantes.
Las plantas necesitan nitrógeno porque forma parte de las proteínas, de la clorofila y de los ácidos nucleicos. Lo absorben del suelo como nitratos ($\text{NO}_3^-$) o sales de amonio ($\text{NH}_4^+$). Por eso la agricultura, incluidos los cultivos de caña, papa o arroz, usa fertilizantes nitrogenados.
El nitrato de amonio se obtiene al neutralizar el ácido nítrico con amoniaco:
$$\text{NH}_3 + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{NH}_4\text{NO}_3$$Otro fertilizante muy usado es la urea, $\text{CO(NH}_2)_2$. Para compararlos se calcula el porcentaje en masa de nitrógeno:
$$\%\,\text{N} = \frac{\text{masa de N en una fórmula}}{M} \cdot 100$$Menciona tres usos del amoniaco y dos del ácido nítrico. Señala cuáles están relacionados con la agricultura y por qué los compuestos de nitrógeno son importantes para…
Menciona tres usos del amoniaco y dos del ácido nítrico. Señala cuáles están relacionados con la agricultura y por qué los compuestos de nitrógeno son importantes para las plantas.
Una cooperativa agrícola debe elegir entre dos fertilizantes nitrogenados: nitrato de amonio, $\text{NH}4\text{NO}3$ (masa molar 80 g/mol), y urea, $\text{CO(NH}2)2$…
Una cooperativa agrícola debe elegir entre dos fertilizantes nitrogenados: nitrato de amonio, $\text{NH}_4\text{NO}_3$ (masa molar 80 g/mol), y urea, $\text{CO(NH}_2)_2$ (masa molar 60 g/mol).
- a) Escribe la ecuación de obtención del nitrato de amonio a partir de amoniaco y ácido nítrico.
- b) Calcula el porcentaje en masa de nitrógeno en cada fertilizante y la masa de nitrógeno que aporta cada 100 kg. Masa atómica del nitrógeno: 14.
- c) Argumenta cuál conviene más según la cantidad de nitrógeno por kilogramo, y explica un riesgo ambiental del uso excesivo de fertilizantes nitrogenados.
Vuelve al principio: las plantas no pueden usar el $\text{N}_2$ del aire porque su triple enlace es muy fuerte. La industria lo combina con $\text{H}_2$ (Haber-Bosch) para obtener $\text{NH}_3$, y de este se fabrica $\text{HNO}_3$ y fertilizantes como el nitrato de amonio, que sí pueden absorber.