Derivados Del Nitrogeno Diapo j2i6k

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERU FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

Industrias Químicas DERIVADOS DEL NITRÓGENO

PRESENTADO POR:

CHEVALIER SANTIVAÑEZ ,Marcel Fernando COTRINA HUAMAN, Liz Karen CATEDRÁTICO: M. Sc. Cesar A. Loayza Morales

PROCESO DEL CIANURO PROCESO DEL NITRURO

No presenta interés comercial

N2 (g) + METAL

NITRURO + H2O

NITRURO

NH3

N2 elemental es bastante inerte. Esto hace que se combine con muy pocos elementos. Por lo tanto, se combina en condiciones verdaderamente drásticas (Temperaturas elevadas)”

AMONIÁCO NH3

ÁCIDO NÍTRICO HNO3

NITRATO AMÓNICO NH4 NO3

Hexametilentetramina (CH2)6N4

HIDRACINA N 2H 4

ÚREA CO (NH2)2

ÁCIDO CIANHIDRICO HCN

ACRILONITRILO H 3C 3N

• fabricación de Fertilizantes y Acido Nítrico. • Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la Nitroglicerina y el Trinitrotouleno son a menudo explosivos. • La Hidracina y sus derivados se usan como combustible en Cohetes. • En la alimentación para darle protección a los alimentos de los defectos no deseados del oxígenos

NITRATO AMONICO PROCESO DE FABRICACIÓN • El proceso de fabricación de nitrato amónico consiste en neutralizar el amoniaco con ácido nítrico en unas condiciones dadas. • NH3 + HNO3  NH4NO3 • El nitrato amónico se representa en cuatro formas cristalinas. Una es estable a -16, otra desde -16 a 32°C, la tercera desde 32 a 84°C y la cuarta desde 84 a 169,6°, que es el punto de fusión. Al disolverlo en agua su calor se descompone dando N2O y agua.

Diagrama de Fabricación

• Para granular el nitrato amónico, sus disoluciones se evaporan a vacío o se dejan caer en un evaporador hasta que quedan casi exentas de agua. • La concentración en nitrato amónico varia desde el 95 al 99.95%. • La torre de granulado es de unos 15 a 30 m de altura. • La disolución concentrada de nitrato amónico se inyecta a través de pulverizadores que separan vapor de las pequeñas gotas que solidifican mientras caen libremente por la torre. • En algunos casos, antes de efectuar el granulado el nitrato amónico se mezcla con caliza en polvo.

APLICACIONES • En la industria de los fertilizantes se utiliza una mezcla de caliza y nitrato amónico que recibe el nombre de “nitrato de cal”. Se utiliza sobre todo como fertilizante es debido a su buen contenido en nitrógeno • Como acelerador en la vulcanización del hule, en la manufactura de resinas sintéticas • En explosivos, el amonal es un explosivo fabricado con una mezcla de nitrato amónico • Utilizado inicialmente con fines médicos, es un polvo seco, blanco y cristalino.

• Este conservante se transforma en formaldehído en los alimentos ácidos.

un

• Como fuente de formaldehído y como absorbente de gases venenosos.

• Las instalaciones que emplean nitrato amónico del 95% en la torre de granulado en general antes del ensacado necesitan una fase de desecación.

• Es de suma importancia mencionar los peligros que representa el manejo del nitrato amónico. Debe evitarse el empleo de grandes cantidades de disoluciones concentradas a temperatura elevada; en particular, evitar su contaminación con materias orgánicas.

El problema ambiental más importante del ciclo del N, es la acumulación de nitratos en el subsuelo que, por lixiviación, pueden incorporarse a las aguas subterráneas o bien ser arrastrados hacia los cauces y reservorios superficiales. Actúan de fertilizantes de la vegetación acuática, que concentrados, puede originarse la eutrofización del medio, produciéndose la proliferación de algas y otras plantas verdes. Originando un elevado consumo de oxígeno y su reducción en el medio acuático, además dificulta la incidencia de radiación solar por debajo de la superficie, produciéndose una disminución de la capacidad auto depuradora del medio y mermando la capacidad fotosintética de los organismos acuáticos.

• Un compuesto químico cuya fórmula química es N2H4 . • Es N2H4 usado como combustible para misiles, cohetes espaciales y satélites.

• NaOH +Cl2

• NH3 + NaCl

NaClO + HCl

NH2Cl + NaOH

• NH2Cl + NaOH + NH3

N2H4 + NaCl +H2O

• Se emplea como agente para la eliminación del oxigeno. • Como combustible de elevada potencia • También se usa en la fabricación de productos químicos inorgánicos.

Amoniaco NH3

Amoniaco (NH3) El amoniaco es un compuesto químico cuya molécula consiste en un átomo de Nitrógeno (N) y tres átomos de Hidrógeno (H) de acuerdo a la fórmula NH3. • El amoniaco es uno de los productos químicos que se produce en mayor cantidad: ~ 100 millones de toneladas anuales (1990), con una previsión de crecimiento anual del 2 %. 17

Características generales • Es un gas incoloro de característico olor sofocante. • Puede licuarse a temperaturas ordinarias • Es muy soluble en agua y el volumen del líquido incrementa notablemente; . • Tiene carácter básico: NH3 + H2O  NH4+ +OH– • A partir de los 500 ºC empieza a descomponerse en N2 y H2. 18

Síntesis Catalítica ( Proceso Haber ) •

• • •

N2 + 3 H2  2NH3 ; H = –92,4 kJ El rendimiento del amoníaco disminuye al aumentar la temperatura, pero la reacción es muy lenta por eso se necesita un catalizador (una mezcla con hierro, molibdeno y Al2O3). La temperatura de compromiso es de 450 ºC. Para que se aproveche industrialmente la reacción ha de realizarse a altas presiones (200 a 1000 atm). El hidrógeno y el nitrógeno que se usan deben ser puros, para evitar el envenenamiento del catalizador. 19

Síntesis Catalítica ( Proceso Haber )

Esquema de síntesis de amoníaco usando el método de Haber-Bosch La mezcla de Nitrógeno e Hidrógeno entra por el punto 13 y fluye por los lechos de catalizador (1-6), el amoníaco sale por el punto 16. La circulación indicada por las flechas a través de las tuberías (7-12, 14, 15 y 17) es realizada para eliminar el calor que se produce en la reacción exotérmica

2N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

La mayor parte del amoniaco (80%) se destina a la fabricación de fertilizantes, como : •Nitrato amónico: NH4NO3 •Sales amónicas: (NH4)2SO4 , (NH4)3PO4 •urea: (NH2)2C=O Otros usos del amoníaco incluyen: •Fabricación de HNO3. • Colorantes y Explosivos. •Fibras plásticas como : Nylon , Poliuretanos •Gas criogénico. Ej.: En la producción de Hielo. •Productos de limpieza domésticos tales como limpiacristales. •Pegamentos , Productos Farmacéuticos , entre otros

Debe almacenarse en un lugar separado de materiales oxidantes, Acidos, halógenos y en general de los materiales incompatibles con él mencionados en la sección de propiedades químicas. Debe mantenerse en un lugar fresco y con buena ventilación lejos de fuentes de calor y de la acción directa de los rayos solares. Los contenedores de Amoniaco se deben rotular adecuadamente. La zona de almacenamiento debe estar alejada del área de trabajo para minimizar posibles accidentes que se puedan presentar.

La fabricación de amoníaco Amoniaco es un proceso muy limpio no existen vertidos líquidos. Es un proceso que consume mucha energía, por lo que, es necesario máxima recuperación y el eficiente empleo del calor liberado.

El amonio se oxida por la acción de grupos de microorganismos autótrofos, siguiendo la ruta: NH+4  NH2OH  NOH  NO−2  NO−3 La oxidación del amonio hasta nitrito, se lleva cabo por la acción de microorganismos autótrofos, tales como Nitrosococus, Nitrospira, Nitrosogloea y Nitrosomonas autótrofos : Organismo capaz de sintetizar materia orgánica a partir de sustancias inorgánicas.

Acido Nítrico HNO3

El Acido Nítrico • El ácido nítrico es un compuesto químico corrosivo y tóxico que puede ocasionar graves quemaduras.

Características • Es un líquido incoloro a temperatura ambiente. • Se mezcla con el agua en todas las proporciones. • Es oxidante y destruye las mucosas.

• Su punto de fusión: -41,3 ºC • Su punto de ebullición: 86ºC

• No se encuentra en la naturaleza en estado natural.

Procesos de obtención • En principio el ácido nítrico se obtenía destilando el nitrato de potasio con ácido sulfúrico, pero el rendimiento no era óptimo. Este método fue realizado por Glauber en 1648, y se representa por esta reacción:

KNO3 + H2SO4  HNO3 + KHSO4

Proceso actual de obtención industrial del Acido Nítrico • Método Ostwald: • En el año 1900, Ostwald, químico alemán, descubrió un método para obtener ácido nítrico a partir de amoniaco.

Wilhelm Ostwald

Proceso actual de obtención industrial del Acido Nítrico • En primer lugar se produce la oxidación catalítica del amoníaco con aire enriquecido con oxígeno:

4NH3 + 5 O2  4NO + 6H2O • Como catalizador se utiliza generalmente platino.

Proceso actual de obtención industrial del Acido Nítrico • Posteriormente se oxida el NO para obtener NO2. 2NO + O2  2NO2

(oxidación)

Proceso actual de obtención industrial del Acido Nítrico • Finalmente tiene lugar la hidratación del NO2. 3NO2 + H2O  2HNO3 + NO

• El NO se recupera y se utiliza en la reacción anterior para obtener más ácido nítrico.

• Es uno de los ácidos mas importantes desde el punto de vista industrial, pues se consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales. • Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados de nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica.

• Con el Tolueno da lugar a la formación • del TRINITROTOLUENO (T.N.T.) • o Trotyl. • Es empleado para preparar Nitrobenceno, base de la anilina, también llamada aminobenceno. • Con la glicerina constituye la Nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita.

• Por su acción oxidante y nitrante se emplea en muchos procesos en la industria de los colorantes.

• Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor aplicación industrial. • Tiene una gran cantidad de sales derivadas, de las cuales las más importantes son: • NaNO3 Ca(NO3)2 KNO3

El lugar de almacenamiento del Acido Nítrico no debe contener ninguna sustancia reductora, sustancias básica, químicos orgánicos o combustibles, etc. El Acido Nítrico no se debe transportar o almacenar junto con alimentos o productos alimenticios intermediarios. Los empaques unitarios donde se envase el Acido Nítrico deben ser de material irrompible. Envases como botellas de vidrio se deben introducir en contenedores más grandes de mayor resistencia a la ruptura. El Acido Nítrico se transporta y almacena en contenedores de acero inoxidable. El lugar de almacenamiento permanente debe estar proveído con un buen sistema de ventilación para evitar acumulación de vapores o gases tóxicos; además, debe ser un lugar seco, fresco y que no presente cambios bruscos en su temperatura.

El Acido Nítrico presente en la atmósfera contribuye a la formación de lluvia ácida. Los compuestos nitrogenados de carácter ácido, como los óxidos de Nitrógeno y el Acido Nítrico generan una amplia gama de efectos en el ambiente, incluyendo cambios en la composición de algunas especies de vegetación en ecosistemas acuáticos y terrestres, reducción de visibilidad, acidificación de cuerpos de agua dulce, eutrificación de aguas costeras y de estuarios e incrementos de toxinas peligrosas para peces y otros organismos acuáticos.

SUELO El Acido Nítrico puede alcanzar el suelo por acción de las lluvias que lo limpian de la atmósfera o por derrames directos producto de accidentes o malos manejos en las plantas de producción o transformación. Debido a su alta reactividad reacciona con sustancias básicas en el suelo formando Nitratos que son luego transformados y asimilados por bacterias del suelo o por plantas y se incorpora a las cadenas alimenticias en forma de nutrientes. Por sus características oxidantes, reacciona con materiales orgánicos generando de nuevo lo Oxidos de Nitrógeno de los cuales proviene.

AIRE El Acido Nítrico está presente en la atmósfera gracias a la interacción de Óxidos de Nitrógeno (NO y NO2 principalmente) con Ozono y humedad atmosféricos en presencia de sustancias catalíticas como aerosoles metálicos y radiaciones ultravioleta del sol. Los Óxidos de Nitrógeno se liberan en la atmósfera como producto de los gases emitidos por vehículos a motor, la quema de Carbón, aceite o gas natural, en operaciones como la soldadura con arco eléctrico, electro plateado, la reacción del Acido Nítrico con celulosa o metales y explosión de dinamita.

La eliminación de estos compuestos nitrogenados puede efectuarse por métodos químicos, como la osmosis inversa o el uso de resinas, pero esto no hace más que desplazar el problema, ya que estos son concentrados en otras sustancias. En cambio, su transformación en gas nitrógeno por acción microbiana disminuye efectivamente la cantidad de estos compuestos en el agua. Para este fin es necesario en una primera etapa oxidar las sales amoniacales a nitratos, para luego ser reducidas a nitrógeno gaseoso. La primera operación, llamada nitrificación, se lleva a cabo en presencia de oxígeno, principalmente gracias a la acción de dos tipos de bacterias, Nitrosomonas y Nitrobacter. Esta etapa ocurre en forma espontánea durante los tratamientos clásicos de obtención de agua potable, a nivel del paso del agua a través de un filtro de arena. La segunda etapa, la desnitrificación, es un proceso anaeróbico, es decir, que efectúa en ausencia de oxígeno, en el cual los microorganismos, sobre todo del género pseudomonas, se desarrollan adheridos a un filtro sumergido en el agua a tratar conformando el lecho bacteriano. La flora bacteriana va a desarrollares hasta colmar los lechos, lo que hace indispensable lavar los filtros de desnitrificación, filtrar el agua desnitrificada para eliminar toda materia orgánica residual y finalmente reoxigenarla antes de su distribución.