Acido Nitrico Informe 9c4g

UNIVERSDAD AUTONOMA GRABRIEL RENE UNIVERSDAD AUTONOMA GRABRIEL MORENO

RENE MORENO FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y TECNOLOGIA FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y TECNOLOGIA INGENIERIA DE CONTROL DE PROCESOS INGENIERIA CONTROL DE PROCESOS

ACIDO NITRICO

ELABORADO POR: VILLALOBOS MELENDRES ABIGAIL L. DOCENTE: ING.ODDIN CHAVEZ MATERIA: REACTIVOS QUIMICOS SIGLA: IFECHA: 08/11/2012

SANTA CRUZ - BOLIVIA

HNO3

ACIDO NITRICO

INTRODUCCIÓN: El compuesto químico ácido nítrico es un líquido corrosivo y tóxico que puede ocasionar graves quemaduras. El ácido nítrico es un compuesto químico que no existe libre en la Naturaleza. En cambio, sus sales están muy difundidas, de los cuales los más importantes son los de amonio y sodio; El ácido nítrico que se encuentra en el suelo es debido a la acción nitrificante de determinadas bacterias que pululan en el suelo y que trasforman el nitrógeno de la materia orgánica en nitrógeno amoniacal y finalmente en nitrógeno nítrico. Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por Glauber. En 1783, Covendish logró la determinación de su composición. En condiciones atmosféricas es un líquido muy corrosivo. Sobre la piel produce una coloración amarillenta al reaccionar con ciertas proteínas. No es combustible, pero puede acelerar el quemado de materiales combustibles y causar ignición. Se emplean en síntesis químicas, en la nitración de materiales orgánicos para formar compuestos nitrogenados (compuestos que tienen un grupo NO2) y en la fabricación de tintes y explosivos. Las sales del ácido nítrico se denominan nitratos. El nitrato de potasio, o salitre, y el nitrato de sodio son los nitratos más importantes comercialmente. La reacción del ácido nítrico con compuestos orgánicos produce importantes nitratos, como la nitroglicerina y la nitrocelulosa. Los nitratos de calcio, sodio, potasio y amonio se emplean como fertilizantes que proporcionan nitrógeno para el crecimiento de las plantas. El ácido nítrico es uno de los componentes de la lluvia ácida. El aire contaminado contiene mucho más ácido nítrico que el aire limpio. Al quemar combustible, los motores de los automóviles y camiones producen químicos llamados óxidos de nitrógeno. Cuando el óxido de nitrógeno se mezcla con vapor de agua en el aire, se transforma en ácido nítrico, el cual cae del cielo en forma de lluvia ácida. El ácido nítrico se obtiene mezclando pentóxido de dinitrógeno (N2O5) y agua . Sintetizar ácido nítrico puro impone habitualmente la destilación con ácido sulfúrico, ya que el ácido nítrico forma un azeótropo con el agua en una composición del 68% de ácido nítrico y 32% de agua. Las soluciones comerciales incluyen entre un 52% y un 68% de ácido nítrico. Si la solución incluye más de un 86% de ácido nítrico se nombra como ácido nítrico fumante y viene en dos variedades, blanco y rojo. El ácido nítrico blanco fumante también se llama 100% ya que no tiene casi agua (menos de un 1%) según el proceso.

HNO3 A nivel industrial, se fabrica mediante la síntesis del amoniaco y oxígeno. Ambos elementos se combinan en un reactor de grandes proporciones ante la presencia de un catalizador metálico. Debido a las altas temperaturas que se soportan (700-900 grados Celsius), se utilizan metales que mantengan sus características físicas a estas temperaturas, siendo el más apropiado el platino, en combinación con rodio (5-10%) que le aporta más rigidez. DEFINICION: El HN03 es un ácido monoprótico fuerte, que con las bases de sales forma los nitratos, es un agente oxidante potente que ataca a casi todos los metales. SINONIMOS: AQUA FORTIS (Francés) = Agua Fuerte ACIDO AZOTICO (Italiano) = Ácido nítrico NITRATO DE HIDROGENO (POLACO) = Nitrato de hidrogeno HIDROXIDO DE NITRILO (CHECOSLOVACO)= Hidroxilo de nitrilo Otros Nombres: Trioxonitrato (V) de hidrógeno, Ácido de grabadores, Aqua fortis, Ácido azoico, Nitrato de Hidrógeno, Espíritu de Nitro, Ácido de Salitre, Scheidewasser, Ácido azótico, Espíritu de Salitre, Ácido de nitro ESTRUCTURA DEL ACIDO NITRICO:

FORMULA DE LEWIS

FORMULA DESARROLLADA

HNO3 PROPIEDADES: 1. Propiedades Físicas: El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El HNO3 es un líquido incoloro, cuyo olor es a ocre que se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos. Su punto de fusión es de -43 ºC y su punto de ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición. Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5 g/ml. Presión de vapor: 51 mm de Hg a 25 oC (fumante); 113 mm de Hg a 38 oC (95-98 %); 6.8 mm de Hg a 20oC (67 %) y 811 mm de Hg a 25 oC (40 %). Forma un azeótropo negativo con agua a 68.8 % en peso, cuyo punto de ebullición es de 122ºC. Solubilidad: Completamente miscible en agua. En el caso del ácido nítrico fumante, los valores de densidad y presión de vapor aumentan al incrementarse la cantidad de NO2 disuelto. El Ácido Nítrico es uno de los más fuertes desde el punto de vista iónico. Pero lo que lo caracteriza químicamente es su energía de acción oxidante. La misma se manifiesta sobre casi todos los metales excepto por el Oro y el Platino, ciertas sales, sustancias orgánicas y en general sobre toda sustancia capaz de oxidarse. Así, una astilla de madera con un punto en ignición, al o con el Ácido Nítrico, sigue ardiendo con formación de CO2 y vapores rutilantes. Este ácido es toxico, muy corrosivo, mancha la piel de amarillo y destruye las mucosas. El ácido nítrico es un ácido muy fuerte, que puede quemar la piel. Contiene átomos de nitrógeno, oxígeno e hidrógeno. 2. Propiedades Químicas: El ácido nítrico es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivas. Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la trementina, son violentas, la mezcla siendo hipergólica (es decir, autoinflamable). Es un fuerte ácido: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO3- y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos. pH: < 1 Inflamabilidad: No inflamable.

HNO3 a) Ácido inestable. Calentado se descompone:

4 HNO3  4NO2 - + 2H2O + O2 En esta descomposición se verifica una oxidación-reducción.

4N + 4e  4N (reducción) 2O - 4e - O2 (oxidación) El nitrógeno pasa de pentavalente en el óxido nítrico a tetravalente en el óxido de nitrógeno reduciéndose, y el oxígeno pasa de combinado a libre oxidándose. Esta descomposición la produce más lentamente la luz por eso, el ácido nítrico debe guardarse en frascos esmerilados. Los vapores rutilantes se disuelven en el ácido comunicándole a la misma coloración Rojo Pardo. b) Es un ácido Monoprótico: Por eso solo forma sales neutras: Nitratos.

HNO3  [H]+[NO3 ] El radical nitrato posee una sola valencia, es decir, monovalente. Al formar sales, hay tantos radicales nitratos como valencias posea el metal.

NaNO3 Nitrato de Sodio Ca (NO3)2 Nitrato de Calcio Ba (NO3)2 Nitrato de Bario Al (NO3)3 Nitrato de Aluminio El ácido nítrico se disocia muy fácilmente, lo que permite que el mismo actúe sobre los elementos de forma eficaz. En otras palabras, es un ácido muy fuerte, vale decir, muy disociado. c) Es un fuerte oxidante: La acción oxidante del ácido nítrico se ejerce sobre los metales y los no metales. El ácido nítrico concentrado forma los siguientes productos al actuar como oxidante:

2HNO3  2NO2 - + H2O + O -

HNO3 En cambio, el diluido se descompone así:

2HNO3  2NO - + H2O + O d) Acción del HNO3 sobre los metales:

8HNO3 + 3Cu

3 NO3Cu +4 H2O + 2NO

Ataca a todos los metales excepto al Platino y al Oro. La acción más energética la ejercita el ácido menos concentrado. Con el ácido diluido el cobre reacciona en frió así:

   

2 HNO3  H2O + N2O5 N2O5  2 NO + 3O 3O + 3 Cu  3 CuO 3 CuO + 6 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 3 H2O

El no incoloro se une en el aire con el O2 y da vapores rutilantes de No2 la ecuación de oxidación-reducción es:

2N + 6e 2N (se reduce) 3 Cu - 6e (se oxida) Si el ácido nítrico es concentrado, la reacción es esta:

2 HNO3 H2O + N2O5 N2O5 2 NO2 + O O + Cu CuO CuO + 2 HNO3 Cu (NO3)2 + H2O 4 HNO3 + Cu 2 H2O + 2 NO2 + Cu (NO3)2 e) Acción del HNO3 sobre los NO metales: Con el fósforo, el ácido nítrico actúa de esta forma:

10 HNO3 + 6 P + 4 H2O

10 NO + 6 H3PO4

El nitrógeno del ácido pasa a formar parte del óxido nítrico disminuyendo su valencia y reduciéndose. El fósforo pasa de elemento libre a formar parte de un compuesto donde actúa con valencia +5.

HNO3

Cede electrones, se oxida. f) Reacción del HNO3 sobre la materia orgánica: Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy corrosivo, ataca las mucosas, en o con la piel la colorea de amarillo, esta es una reacción debida a las proteínas de la piel y se llama “Reacción Xantoprotéica”.

g) Agua Regia: Llamada así porque disuelve el Oro y al Platino, está constituida por una mezcla de tres volúmenes de HCl y por una de HNO3 :

2HNO3

H2O + N2O5

N2O5

2 NO + 3O

3O + 6 HCl

3 H2O + 6 Cl (naciente)

2 HNO3 + 6 HCl

4 H2O + 2 NO + 6 Cl

Este Cloro naciente reacciona con el Oro y el Platino.

METODOS DE OBTENCION DEL ACIDO NITRICO Los métodos de obtención del ácido nítrico más importantes se dividen en tres industrialmente y uno a nivel laboratorio. 1.-A partir del nitrato de sodio a nivel laboratorio. 2.- A partir del nitrato de sodio. 3.- Proceso del arco eléctrico. 4.-A partir del Amoniaco

HNO3 1. A partir del nitrato de sodio a nivel laboratorio. El ácido nítrico se obtiene en laboratorio a partir del ácido sulfúrico concentrado y nitrato de sodio. La reacción es reversible a temperaturas ordinarias pero al calentar se desprende ácido nítrico en forma de vapor y el equilibrio se desplaza a la derecha. Desarrollo de la experiencia: obtención del ácido nítrico en el laboratorio.

NaNO3 + H2SO4

NaHSO4 + HNO3

NaNO3 + H2SO4

NaHSO4 + HNO3

Si se eleva la temperatura:

NaHSO4 + NaNO3

Na2SO4 + HNO3

Sumando ambas reacciones:

2 NaNO3 + H2SO4

Na2SO4 + 2 HNO3

Se colocan en una retorta 85 gr de Nitrato de Sodio seco y 98 gramos de ácido sulfúrico de 66ºBeaume. Conviene un exceso de ácido Sulfúrico. El pico de la retorta debe penetrar profundamente en el cuello del balón. El balón se cubre con un paño y se coloca bajo un chorro de agua fría fuerte que refrigera. E calienta con cuidado. Previamente con una varilla de vidrio se disuelve el ácido para que no quede nada de nitrato seco en o con la pared de la retorta, pues esta podría romperse. Al comienzo se producen vapores rutilantes debido a que se descompone el anhídrido nítrico producto de la deshidratación que el ácido sulfúrico ocasiona en el nítrico.

HNO3 2. A partir del nitrato de sodio: Calentamiento más el sulfato acido de sodio reacciona sobre otra molécula de nitrato de sodio.

NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + NaNO3 2 NaNO3 + H2SO4

NaHSO4 + HNO3 Na2SO4 + HNO3 Na2SO4 + 2 HNO3

Los vapores de ácido nítrico se condensan en unos tubos enfriados, o van a disolverse en agua. 3. Proceso arco eléctrico (proceso sintético)

HNO3 Reacciones correspondiente al proceso: En los hornos. Por la acción del arco volcánico y altas temperaturas el N2 y O2 del aire se combinan dando bióxido de nitrógeno.

N2 +O2 (Arco)

2NO

En la cámara de oxidación reacciona el NO con el exceso de oxigeno Enfriando bruscamente se consigue que el oxígeno en exceso sature el bióxido transformándolo en peróxido.

2NO + 2O === 2 NO2 En la cámaras de Absorción. Donde el NO2 se disuelve con agua y en absorbedores especiales.

2NO2 +2H2O +O === 2HNO3 2NO2 + H2 O ==== HNO3 + NO2H El N2O3 y el N2O4 reaccionan rápidamente con la humedad del aire en el que se diluyen los gases de los hornos.

N2O3 + H2O == 2NO2H N2O4 + H2O === HNO3 + NO2H Es la combinación directa del nitrógeno con el oxígeno del aire. Este procedimiento ha sido desplazado hoy en día ya no se usa pero fue el primer método del nitrógeno en gran escala. El nitrógeno y el oxígeno no se combinan a temperaturas ordinarias, pero, calentados a muy altas temperaturas sus moléculas se disocian en átomos, los cuales son muy activos y entran en combinación química. Este método para obtener sintéticamente el ácido nítrico consiste en hacer pasar a velocidad y presión convenientes del aire depurado (sin humedad ni gas carbónico) a través del arco eléctrico. Para que el efecto sea mayor, conviene que el arco tenga mayor superficie posible. La energía necesaria para lograr que se combinen el oxígeno y nitrógeno del aire la proporciona el arco eléctrico en forma de calor; la temperatura desarrollada por el arco es superior a 4000ºC pero sea comprobado que no conviene pasar de los 3500ºC pues parte del óxido de nitrógeno.

HNO3 Procedimiento del proceso: Los gases calientes procedentes del horno H se enfrían en recuperadores de calor D (calderas de haces de tubos rodeados de agua fría) obteniéndose así gran cantidad de vapor de agua que se utiliza en las fábricas; los gases enfriados a 200 – 250ºC pasan a una gran cámara de oxidación C cuyas paredes están protegidos por material resistente a los ácidos, y en la cual se oxida parte del óxido nítrico sin intervención de catalizador alguno; la mezcla de óxido de nitrógeno penetra luego por la parte inferior de la torre T parcialmente rellena de material inerte, cuarcita o granito, ascendiendo por ella en tanto que de lo alto de la torre cae una fina lluvia de ácido nítrico diluido procedente de la parte inferior de la torre T1. Los gases no condensados en la torre T pasan a la otra torre T1, que recorren igual que la primera y en cuyo fondo se recoge una dilución más diluida de ácido nítrico que en la torre anterior. Para obtener con mayor concentración se mezcla ácido sulfúrico concentrado, absorbe el agua y destilando luego la mezcla sulfonítrica para recuperar el ácido nítrico concentrado, o bien se lo hace reaccionar con las bases, cal, sosa o potasa, y se expande en forma de nitratos, de tan grandes aplicaciones en la industria y la agricultura, o bien se someten estos nitratos a la acción del ácido sulfúrico para obtener el ácido nítrico puro y concentrado. 4. Oxidación del amoniaco Uno de los métodos más conocidos es llevado a cabo por medio de la Oxidación de Amoniaco. El proceso consiste en oxidar el amoniaco con aire en presencia de un catalizador que generalmente es de platino, para luego hacer pasar el resultado de esta operación por unas torres de absorción con el fin de hidratar los óxidos de nitrógeno y convertirlos en ácido nítrico. El aire es presurizado por medio de un compresor impulsado por una turbina de gas y vapor, además es purificado. Se precalienta por medio de un intercambio de calor con los gases del producto. El amoniaco proporcionado como materia prima líquida se evapora y precalienta a la misma temperatura por medio de vapor. Después se mezclan las dos corrientes y se alimentan a un reactor adiabático donde el aire oxida el amoniaco, a NO, que forman gases nitrosos con el aire en exceso; dentro del reactor se encuentra una malla o tela de platino que se usa como catalizador. La relación de alimentación es de 10% de amoniaco y 90 % de oxígeno, por eso se cree que es más barato y cómodo transportar el amoniaco que el ácido nítrico. Los gases desprendidos en esta parte del proceso se usan en una caldera para la producción de vapor, el precalentador de aire y un calentador de gas residual, antes de hacerlos pasar por un condensador enfriador, del cual sale a 40°C aproximadamente. De allí pasan a un proceso de absorción, que se puede realizar en una torre que se alimenta con agua o en un sistema de varias torres en las cuales se bombea ácido cada vez más diluido de la torre anterior, hasta agua, intercalando un refrigerante, en contracorriente con los óxidos de nitrógeno que salen del reactor. En la torre se hace circular agua en contracorriente con los óxidos que salen del reactor, esta debe tener un sistema de refrigeración, como por ejemplo, chaquetas de enfriamiento. En el proceso se llega al equilibrio, y entonces el ácido ya producido se descompone y se vuelve a producir NO, por lo cual no es suficiente la absorción ácida, entonces el ácido débil en algunas plantas se somete a una absorción alcalina si se desea aumentar la concentración de este. Este método consiste en pasar el ácido por torres de absorción rociadas con líquidos alcalinos, generalmente este lavado se hace con una suspensión de cal en una disolución de nitrato de calcio, esta solución reacciona con los óxidos

HNO3 de nitrógeno formando nitritos, los cuales se pueden recuperar por inyección de aire en una torre de inversión. Este método de absorción alcalina disminuye en gran cantidad la posible contaminación de los óxidos de nitrógeno (NOx) y también evita que se entorpezcan las reacciones de producción de HNO3, aumentando un poco la concentración, de 50% que sale de la absorción ácida, a 60% después de la alcalina. Los métodos más usados de fabricación de ácido alcanzan máximo concentraciones de 60%, aunque en algunos casos con la preconcentración se llega hasta 68%, por lo cual se deben someter a procesos de concentración, el más usado es la captación del agua con ácido sulfúrico, el cual después se recupera evaporando el agua a 325°C. Parte Química del Proceso.La reacción global del proceso, es la siguiente:

1. NH3 (g)+ 2O2 (g)

HNO3 (aq) + H2O (l)

Durante el proceso se presentan las siguientes reacciones. La que aparece a continuación se lleva a cabo en el reactor adiabático y representa la oxidación del amoniaco.

2. 4NH3(g) + 5O2(g)

4NO(g) + 6H2O(l)

Esta reacción también se presenta en el reactor, y se genera gracias al oxígeno en exceso presente. Es una reacción muy lenta y difícil de manejar, ya que presenta cinética de tercer orden, y si se tratara de optimizar se afectaría la reacción 2.

3.

2NO (g) + O2 (g)

2NO2 (g)

Esta reacción es muy importante y se lleva a cabo en la torre de absorción, cuando se ponen a circular en contracorriente el H20 y los gases que salen del reactor anteriormente condensados.

4.

3NO2(g) + H2O(l)

2HNO3(l) +NO(g)

Las siguientes reacciones no son fundamentales durante el proceso, pero en diferentes formas afectan la eficiencia de éste. Por lo que se tendrán en cuenta.

5. 6. 7.

4NH3(g) + 3º2(g) 4NH3(g) + 6NO(g) 2NO2 (g)

2N2(g) + 6H2O(g) 5N2(g) + 6H2O(g) N2O4

En la torre de absorción alcalina se presenta la siguiente reacción, que representa la conversión de los óxidos de nitrógeno a nitritos, en este caso de calcio, ya que la solución utilizada es una lechada de cal, pero se pueden utilizar otras soluciones.

8.

4NO2 + 2Ca(OH)2

Ca(NO3)2 + 2H2O

HNO3 Termodinamica del proceso La reacción 2 es una reacción de cambio cuando es catalizada, que se completa en menos de un milisegundo. Debe, por lo tanto, realizarse como una reacción adiabática. La concentración de amoniaco en el aire alimentado se debe limitar, para que al alcanzar la temperatura máxima no dañe el costoso catalizador. Las temperaturas a las que se realiza esta reacción son de 800 a 900° C, a presión atmosférica o más elevada. La reacción es exotérmica y produce 216,7 Kcal. La reacción 3 se produce en fase gaseosa, lenta, con una velocidad que decrece a medida que aumenta la temperatura, por lo cual la conversión completa a NO2 no resulta práctica desde el punto de vista comercial. En la reacción se liberan 26,9 Kcal. La reacción 4 causa ciertos problemas ya que llega rápidamente al equilibrio, que en este caso no es conveniente, porque significa que a medida que se produzca ácido, también se descompondrá, y es por ello que no se pueden conseguir altas concentraciones con facilidad. La reacción de absorción es complicada ya que todos los óxidos de nitrógeno y el ácido nitroso son absorbidos y reaccionan para producir ácido nítrico, pero una tercera parte de estos gases disueltos son luego expelidos como NO, requiriendo reoxidación y reabsorción hasta que la cantidad de NO sea pequeña. Este es un proceso muy dispendioso. Esta reacción también es exotérmica y produce 32,5 Kcal. Las reacciones presentadas durante el proceso son altamente exotérmicas, por lo cual los vapores generados se pueden usar como fuentes energéticas, para el funcionamiento de los equipos en el proceso. Siendo muy benéfico, ya que bien utilizados los vapores disminuyen los costos de las operaciones. Se produce la Siguiente reacción:

4NH3 + 5O2 4NO - + 6 H2O Este gas pasa a unas torres metálicas de absorción donde se produce esta otra reacción:

2 NO + O2  2 NO2 Este dióxido de nitrógeno con agua forma:

3 NO2 + H2O  2 HNO3 +NO El óxido nítrico vuelve a dar la reacción:

2 NO + O2  2 NO2 -

HNO3 ESQUEMA DEL PROCESO

HNO3

RIESGOS:  

Fertilizantes Sustancias utilizadas para limpiar metales (como los cañones de las armas de fuego)

0 0

4 OX

Riesgos de fuego y explosión: Puede generar óxidos de nitrógeno, muy tóxicos, cuando se calienta. Por ser un fuerte oxidante, su o con material combustible, hace que se incremente el riesgo de fuego o incluso explosión. Es no combustible, pero es peligrosamente reactivo con muchos materiales. Reacciona explosivamente con polvos metálicos, carburos, sulfuro de hidrógeno, alcohol y carbón. Incrementa la inflamabilidad de combustibles orgánicos y materiales oxidados, pudiendo causar su ignición. Con agua y vapor, genera calor y humos corrosivos y venenosos. Con agentes reductores poderosos, explota. En general, evite humedad, calor y el o con los compuestos mencionados en las propiedades químicas. Riesgos a la salud: Este producto es principalmente irritante y causa quemaduras y ulceración de todos los tejidos con los que está en o. La extensión del daño, los signos y síntomas de envenenamiento y el tratamiento requerido, dependen de la concentración del ácido, el tiempo de exposición y la susceptibilidad del individuo. La dosis letal mínima es aproximadamente de 5 ml (concentrado) para una persona de 75 Kg. Las personas con problemas en piel, ojos y cardiopulmonares tienen gran riesgo al trabajar con este producto. Inhalación: Una inhalación aguda de este producto produce estornudos, ronquera, laringitis, problemas para respirar, irritación del tracto respiratorio y dolor del tórax. En casos extremos se presenta sangrado de nariz, ulceración de las mucosas de nariz y boca, edema pulmonar, bronquitis crónica y neumonía. Signos severos de intoxicación se presentan de 5 a 48 h después de la exposición, habiendo respirado como mínimo 25 ppm en un periodo de 8 h. Se han informado, incluso, de muertes inmediatamente después de una exposición seria a vapores de NO2. También causa erosión de los dientes bajo periodos prolongados de exposición.

HNO3 Los síntomas pueden ser:          

Labios y uñas azuladas Opresión en el pecho Asfixia Tos Expectoración de sangre Mareos Hipotensión arterial Pulso rápido Dificultad para respirar Debilidad

o con ojos: Produce irritación, dolor, lagrimeo, erosión de la córnea e incluso, ceguera. o con la piel: Para la piel, es peligroso tanto líquido, como en forma de vapor. Causa quemaduras severas, la piel adquiere un color amarillo y se presenta dolor y dermatitis. Ingestión: Este ácido es muy corrosivo y puede destruir los tejidos gastrointestinales. Los principales síntomas de una intoxicación por ingestión de este ácido son: salivación, sed intensa, dificultad para tragar, dolor y shock. Se producen quemaduras en boca, esófago y estómago, hay dolor estomacal y debilitamiento. En caso de vómito, éste generalmente es café. Si la cantidad ingerida es grande puede presentarse un colapso circulatorio. Síntomas: Carcinogenicidad: Se han informado de casos en los que se relaciona a los vapores de este ácido junto con trazas de metales carcinogénicos y asbesto con cáncer de laringe. Mutagenicidad: No existe información al respecto. Peligros reproductivos: Se han encontrado efectos teratogénicos y reproductivos en experimentos de laboratorio. ACCIONES DE EMERGENCIA Primeros auxilios: Debido a que este producto es extremadamente reactivo, debe tenerse mucho cuidado en su manejo. Las personas expuestas a este producto, deben ser transportadas a un área bien ventilada y deben eliminarse las ropas contaminadas, de manera general. Dependiendo del grado de contaminación, las personas que atiendan a las víctimas deberán vestir equipo de protección adecuado para evitar el o directo con este ácido. Las ropas y equipo contaminado debe ser almacenado adecuadamente para su posterior descontaminación.

HNO3 Inhalación: Evaluar los signos vitales: pulso y velocidad de respiración; detectar cualquier trauma. En caso de que la víctima no tenga pulso, proporcionar rehabilitación cardiopulmonar; si no hay respiración, dar respiración artificial y si ésta es dificultosa, suministrar oxígeno y sentarla. Ojos: Lavarlos con agua tibia corriente de manera abundante, hasta su eliminación total. Piel: Lavar cuidadosamente el área afectada con agua corriente de manera abundante. Ingestión: Proceder como en el caso de inhalación en caso de inconciencia. Si la víctima está consciente, lavar la boca con agua corriente, sin que sea ingerida. NO INDUCIR EL VOMITO NI TRATAR DE NEUTRALIZARLO. El carbón activado no tiene efecto. Dar a la víctima agua o leche, solo si se encuentra consciente: niños mayores de 1 año, 1/2 taza; niños de 1 a 12 años, 3/4 de taza y adultos, 1 taza. Continuar tomando agua, aproximadamente una cucharada cada 10 minutos. EN TODOS LOS CASOS DE EXPOSICION, EL PACIENTE DEBE SER TRANSPORTADO AL HOSPITAL TAN PRONTO COMO SEA POSIBLE. Fugas y derrames: Ventilar el área y utilizar bata u overol, guantes, equipo de respiración y botas de seguridad, dependiendo de la magnitud del siniestro. Mantener el material alejado de agua, para lo cual construir diques, en caso necesario, con sacos de arena, tierra o espuma de poliuretano. Para absorber el derrame puede utilizarse mezcla de bicarbonato de sodio-cal sodada o hidróxido de calcio en relación 50:50, mezclando lenta y cuidadosamente, pues se desprende calor. Una vez neutralizado, lavar con agua. Para absorber el líquido también puede usarse arena o cemento, los cuales se deberán neutralizar posteriormente. Rociar agua para bajar los vapores, el líquido generado en este paso, debe ser almacenado para su tratamiento posterior, pues es corrosivo y tóxico. Tanto el material derramado, el utilizado para absorber, contener y el generado al bajar vapores, debe ser neutralizado con cal, cal sodada o hidróxido de calcio, antes de desecharlos. Desechos: Con cuidado (se genera calor y vapores) diluya con agua-hielo y ajuste el pH a neutro con bicarbonato de sodio o hidróxido de calcio. El residuo neutro puede tirarse al drenaje con agua en abundancia.

MEDIDAS ANTE UN DERRAME ACCIDENTAL Precauciones Personales: Ponerse el equipo de protección antes de entrar en el área de peligro. Ventilar la zona de derrame o fuga para dispersar los vapores. Precauciones Medio-ambientales: Tomar precauciones para evitar la contaminación de los cursos de drenaje. Informar a la autoridad correspondiente en caso de contaminación accidental de los cursos de agua.

HNO3 Métodos de Limpieza: En pequeños drenajes, diluir con grandes cantidades de agua. Contener grandes fugas con arena o tierra si es necesario. No usar componentes orgánicos serrín, etc. Neutralizarlo cuidadosamente con carbonato de sodio en polvo o caliza y recuperar los residuos. Bombear grandes cantidades a condensadores u otros recipientes .Los condensadores o recipientes deben ser, preferiblemente de acero inoxidable o plástico (PVC, posible polietileno).No usar acero al carbón, acero revertido de goma, polipropileno.

EQUIPO DE PROTECCIÓN PERSONAL: Para su manejo debe utilizarse bata y lentes de seguridad y, si es necesario, delantal y guantes de neopreno o Viton (no usar hule natural, nitrilo, PVA o polietileno). No deben usarse lentes de o cuando se utilice este producto. Al trasvasar pequeñas cantidades con pipeta, siempre utilizar propipetas, NUNCA ASPIRAR CON LA BOCA.

HNO3 ALMACENAMIENTO: Almacenar en lugares fríos, secos y bien ventilados. Manténgase alejado de álcalis, metales, productos orgánicos, material oxidable y, en general, de los productos mencionados en las Propiedades Químicas. El ácido nítrico en todas sus concentraciones debe ser almacenado en tambos y tanques de acero inoxidable, pero si la concentración es mayor de 80 % puede hacerse en recipientes de aluminio. Para cantidades pequeñas pueden utilizarse recipientes de vidrio protegidos con latas metálicas y empacadas en cajas o barriles de madera. A una temperatura de 25ºC hasta 40ºC durante 48 horas.

ESTABILIDAD Y REACTIVIDAD: Estabilidad: El producto es estable bajo condiciones normales de almacenaje y manipulación. Condiciones a evitar: Evitar las altas temperaturas. Materiales a evitar: o con materiales combustibles, agentes reductores, álcalis, polvos metálicos, sulfuro de hidrogeno, alcoholes, cloratos y carburos, acero al carbón, cobre y otros severos metales y sus aleaciones. Reacciones peligrosas descomposición de productos: El o con materiales combustibles puede causar fuego. Puede ayudar a la combustión .Puede reaccionar violentamente con agentes reductores, bases fuertes, materiales orgánicos, cloruros y metales fuertemente divididos .La reacción con la mayor parte de los metales liberan hidrogeno y oxido de nitrógeno. Reacciona exotérmicamente con el agua .Produce gases y vapores corrosivos.

INFORMACIÓN ECOLÓGICA Movilidad: Soluble en agua .Alta movilidad en el suelo Persistencia y degradabilidad: Hay evidencias e baja degradación en el suelo y en el agua. Bioacumulación: Este producto tiene un bajo potencial de Bio-acumulación. Ecotoxicidad: Se deben evitar las emisiones a la atmósfera. El ácido nítrico es nocivo para la vida acuática aun en bajas concentraciones .Cuando haya derrame es necesario su neutralización. Ya que puede causar daño a la vegetación.

HNO3 TRATAMIENTO EN EL HOGAR

En caso de intoxicación en el hogar, no se debe inducir a la persona al vómito, si el ácido se encuentra en la piel o en los ojos se debe enjuagar con abundante agua por lo menos unos 15 minutos. Si el ácido fue ingerido se debe proceder a la toma de leche inmediatamente; en caso que la persona intoxicada vomitara se le debe seguir dando agua o leche y suministrar al mismo tiempo unos 120 a180 ml de leche magnesia. Cuando la intoxicación es por inacción la persona afectada debe ser trasladada al aire libre. Una vez que la persona es llevada a un centro asistencial se debe informar el nombre del producto, sus componente y su potencia de intoxicación en caso de conocer, hora en que el producto fue ingerido, inhalado o tocado, cantidad de producto tocad, ingerido o inhalado, todo esto con el fin de que el personal del centro asistencial al que fue llevado proceda en forma correcta con la atención al paciente. APLICACIONES DEL ACIDO NITRICO: Debido a las distintas propiedades del ácido nítrico, se ha convertido en un componente vital de diversas industrias, desde la producción de fertilizantes a la fabricación de explosivos y medicamentos. A continuación, mencionamos sus usos en diferentes campos.                

En la ingeniería aeroespacial, es ampliamente utilizado como oxidante en cohetes de combustible líquido. En la industria de explosivos, se utiliza para la fabricación de explosivos como TNT con el tolueno, algodón pólvora, nitroglicerina, etc. En la producción de fertilizantes, como el nitrato de calcio, nitrato de amonio, etc. También se utiliza para la fabricación de sales de nitratos como el nitrato de amonio, nitrato de plata, nitrato de calcio, etc Es ampliamente utilizado en el campo de la química como reactivo de laboratorio. También se utiliza en la fabricación de colorantes y medicamentos. Se utiliza para la purificación de diversos metales preciosos como oro, plata, platino, etc. En metalurgia se utiliza en combinación con el alcohol para el grabado de diseños en metales como latón, cobre, bronce, etc. Para reblandecer acero inoxidable y en baños de limpieza en la industria acerera. Este ácido se utiliza también en la elaboración de “agua regia "en el que los elementos nobles se disuelven. Su mezcla acuosa se utiliza para la limpieza de los alimentos y equipos lácteos debido a su capacidad de eliminar precipitados cálcicos y magnésicos. En esterificación. Fabricación de fibras sintéticas (Nylon) y de resinas (Poliuretano). Elaboración de productos farmacéuticos. También se utiliza en la prueba colorimétrica para determinar la diferencia entre la heroína y la morfina. Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico tienen enorme importancia industrial y en particular para la agricultura pues las reservas naturales de abonos naturales como

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el salitre son insuficientes para satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el aprovechamiento del nitrógeno atmosférico resolvió un problema de capital interés al suministrar nitratos minerales en grandes cantidades y a bajo costo. Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina. Con la glicerina constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita. Como agente nitrante en la fabricación de explosivos. En la fabricación de abonos. El nitrosulfato amónico es un abono nitrogenado simple obtenido químicamente de la reacción del ácido nítrico y sulfúrico con amoniaco.2 El ácido nítrico es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación. El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (agua fuerte), también se usa para comprobar el oro y el platino.

A NIVEL MEDIO AMBIENTAL: El ácido nítrico puede estar presente en el medio ambiente como un desglose de productos del dióxido de nitrógeno. Industrialmente es un contaminante común en el medio de procesos. El dióxido de nitrógeno producido, en presencia de agua, puede formar fácilmente ácido nítrico, uno de los componentes presentes en la "lluvia ácida", que puede causar daños al medio ambiente. El ácido nítrico también es muy útil para las plantas. A pesar de que las plantas requieren de nitrógeno para el proceso de crecimiento, no lo pueden absorber directamente de la atmósfera. Durante las lluvias y tormentas eléctricas, abundante cantidad de ácido nítrico es transformado en la atmósfera como resultado de la reacción química que causa la lluvia ácida. Este ácido nítrico se disuelve en el agua y cae a la tierra donde es absorbido por las plantas.

BIBLIOGRAFIA        

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico http://html.rincondelvago.com/acido-nitrico.html http://www.windows2universe.org/physical_science/chemistry/nitric_acid.html&la ng=sp http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/article/002478.htm http://www.ecosur.net/Sustancias%20Peligrosas/acido_nitrico.html http://www.raulybarra.com/notijoya/archivosnotijoya2/2seguridad_ac_nitrico.htm www.casep.com.mx/pdf/Quimicos/Acidonitrico.pdf www.corpoica.org.co/sitioweb/intranet/.../acidonitricohs.pdf

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ANEXOS