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Bloque G · Química física: disoluciones, cinética y equilibrio

Tema 56

Ácidos inorgánicos de importancia industrial. Obtención, estructura, propiedades y aplicaciones. Normas de seguridad en el uso y transporte de ácidos.

Por , profesor de Física y Química en Secundaria

Los ácidos inorgánicos de importancia industrial son las materias primas básicas sobre las que se sostiene buena parte de la industria química mundial. El ácido sulfúrico, el nítrico, el clorhídrico y el fosfórico —junto con otros de uso más especializado, como el fluorhídrico— intervienen, directa o indirectamente, en la fabricación de fertilizantes, explosivos, plásticos, detergentes, colorantes, metales, alimentos y medicamentos. No en vano el consumo de ácido sulfúrico de un país se ha usado tradicionalmente como indicador de su nivel de desarrollo industrial.

Este tema, encuadrado en el bloque de química industrial y aplicada del temario de la especialidad, integra conocimientos de enlace químico, equilibrio, termodinámica, cinética y reacciones ácido-base para explicar cómo se obtienen estas sustancias a gran escala, por qué su estructura determina sus propiedades y qué precauciones exige su manejo. Es, por tanto, un tema transversal que muestra la química “en acción” y conecta el aula con el mundo real. Estudiaremos sucesivamente el concepto y la relevancia de estos ácidos, su obtención, su estructura, sus propiedades, sus aplicaciones y, por último, las normas de seguridad en su uso y transporte.

1. Ácidos inorgánicos de importancia industrial

Un ácido es, según la definición de Brønsted-Lowry, una especie capaz de ceder protones (H+\mathrm{H^+}); según Arrhenius, aumenta la concentración de H3O+\mathrm{H_3O^+} en disolución acuosa. Los ácidos inorgánicos se clasifican en:

  • Hidrácidos: no contienen oxígeno; el hidrógeno se une a un no metal (por ejemplo HCl\mathrm{HCl}, HF\mathrm{HF}).
  • Oxoácidos (oxácidos): contienen oxígeno, con la estructura general HnXOm\mathrm{H_nXO_m}, donde X\mathrm{X} es un elemento central en estado de oxidación positivo (por ejemplo H2SO4\mathrm{H_2SO_4}, HNO3\mathrm{HNO_3}, H3PO4\mathrm{H_3PO_4}).

De los muchos ácidos existentes, unos pocos concentran casi toda la producción industrial. El ácido sulfúrico (H2SO4\mathrm{H_2SO_4}) es, con diferencia, el producto químico más fabricado del mundo (cientos de millones de toneladas al año). Le siguen en relevancia el ácido fosfórico (H3PO4\mathrm{H_3PO_4}), el ácido nítrico (HNO3\mathrm{HNO_3}) y el ácido clorhídrico (HCl\mathrm{HCl}). El ácido fluorhídrico (HF\mathrm{HF}), de menor tonelaje, resulta imprescindible en la industria del flúor y del aluminio. Su importancia radica en que son productos intermedios: rara vez llegan al consumidor final, pero son la base de innumerables procesos posteriores.

2. Obtención

Ácido sulfúrico: proceso de contacto

El método industrial vigente es el proceso de contacto, patentado por Peregrine Phillips en 1831 y desarrollado a escala a lo largo del siglo XX. Consta de tres etapas químicas:

1) Obtención de dióxido de azufre, por combustión de azufre elemental o por tostación de sulfuros metálicos (piritas):

S+O2→SO24 FeS2+11 O2→2 Fe2O3+8 SO2\mathrm{S + O_2 \rightarrow SO_2} \qquad\qquad \mathrm{4\,FeS_2 + 11\,O_2 \rightarrow 2\,Fe_2O_3 + 8\,SO_2}

2) Oxidación catalítica del SO2\mathrm{SO_2} a trióxido de azufre, la etapa clave, sobre catalizador de pentóxido de vanadio (V2O5\mathrm{V_2O_5}) a unos 450 ∘C450\ ^\circ\mathrm{C}:

2 SO2+O2⇌2 SO3ΔH<0\mathrm{2\,SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2\,SO_3} \qquad \Delta H < 0

Es un equilibrio exotérmico y con disminución del número de moles gaseosos. Según el principio de Le Chatelier, se favorece a baja temperatura y alta presión; en la práctica se busca un compromiso: la temperatura no puede bajar mucho o la cinética se hace inviable, de ahí el uso de catalizador y de varios lechos con enfriamiento intermedio.

3) Absorción del SO3\mathrm{SO_3}. No se disuelve directamente en agua (formaría una niebla ácida difícil de condensar), sino en ácido sulfúrico concentrado, originando óleum (H2S2O7\mathrm{H_2S_2O_7}), que después se diluye:

SO3+H2SO4→H2S2O7H2S2O7+H2O→2 H2SO4\mathrm{SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow H_2S_2O_7} \qquad \mathrm{H_2S_2O_7 + H_2O \rightarrow 2\,H_2SO_4}
Esquema del proceso de contacto para la obtención de ácido sulfúricoDiagrama de bloques con cuatro etapas encadenadas. Del azufre o las piritas se obtiene dioxido de azufre por combustion o tostacion; el dioxido se oxida a trioxido en un equilibrio reversible sobre pentoxido de vanadio a unos cuatrocientos cincuenta grados; el trioxido se absorbe en acido sulfurico concentrado formando oleum, y la dilucion posterior del oleum da acido sulfurico.S / FeS₂SO₂SO₃H₂SO₄+ O₂+ ½ O₂+ H₂SO₄combustión o tostaciónV₂O₅ · 450 °Cóleum H₂S₂O₇etapa clave: equilibrio exotérmico con disminución de moles gaseososel SO₃ no se absorbe en agua: formaría una niebla ácida difícil de condensar
Figura 1. Etapas del proceso de contacto. La segunda es la etapa clave: un equilibrio exotérmico y con disminución de moles gaseosos que obliga a un compromiso entre rendimiento (favorecido a baja temperatura) y velocidad (que exige catalizador y unos 450 °C). Elaboración propia

Ácido nítrico: proceso de Ostwald

El proceso de Ostwald (Wilhelm Ostwald, 1902) parte del amoníaco obtenido por síntesis de Haber-Bosch, lo que enlaza dos de los grandes procesos de la química industrial. Consta de tres etapas:

4 NH3+5 O2→4 NO+6 H2OΔH<0\mathrm{4\,NH_3 + 5\,O_2 \rightarrow 4\,NO + 6\,H_2O} \qquad \Delta H < 0

Esta oxidación catalítica del amoníaco se realiza sobre mallas de platino-rodio a unos 900 ∘C900\ ^\circ\mathrm{C}. A continuación, el monóxido de nitrógeno se oxida y se absorbe en agua:

2 NO+O2→2 NO23 NO2+H2O→2 HNO3+NO\mathrm{2\,NO + O_2 \rightarrow 2\,NO_2} \qquad \mathrm{3\,NO_2 + H_2O \rightarrow 2\,HNO_3 + NO}

El NO\mathrm{NO} liberado en la absorción se recircula. Se obtiene así ácido diluido (~60 %); para concentrarlo se recurre a la destilación con agentes deshidratantes, porque forma un azeótropo con el agua.

Ácido clorhídrico

Se obtiene principalmente por síntesis directa a partir del hidrógeno y el cloro producidos en la electrólisis de salmuera (proceso cloro-álcali):

H2+Cl2→2 HCl\mathrm{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2\,HCl}

También se genera como subproducto de la cloración de compuestos orgánicos. Históricamente se obtuvo (método de Leblanc) tratando cloruro de sodio con ácido sulfúrico:

NaCl+H2SO4→NaHSO4+HCl\mathrm{NaCl + H_2SO_4 \rightarrow NaHSO_4 + HCl}

El gas HCl\mathrm{HCl} se disuelve en agua para dar el ácido comercial (salfumán o ácido muriático).

Ácido fosfórico

Existen dos vías. La vía húmeda, mayoritaria para uso en fertilizantes, ataca la roca fosfórica (fluorapatito) con ácido sulfúrico:

Ca3(PO4)2+3 H2SO4→2 H3PO4+3 CaSO4\mathrm{Ca_3(PO_4)_2 + 3\,H_2SO_4 \rightarrow 2\,H_3PO_4 + 3\,CaSO_4}

El sulfato de calcio (“fosfoyeso”) es un residuo voluminoso. La vía térmica, que da ácido de alta pureza (grado alimentario), quema fósforo elemental y luego hidrata el óxido:

P4+5 O2→P4O10P4O10+6 H2O→4 H3PO4\mathrm{P_4 + 5\,O_2 \rightarrow P_4O_{10}} \qquad \mathrm{P_4O_{10} + 6\,H_2O \rightarrow 4\,H_3PO_4}

Ácido fluorhídrico

Se obtiene tratando fluorita (CaF2\mathrm{CaF_2}) con ácido sulfúrico concentrado en caliente:

CaF2+H2SO4→CaSO4+2 HF\mathrm{CaF_2 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + 2\,HF}

3. Estructura

La estructura molecular explica el comportamiento ácido. En los oxoácidos, el átomo central se une a grupos −OH\mathrm{-OH} (cuyos hidrógenos son ionizables) y a oxígenos terminales por enlaces con carácter doble. Cuantos más oxígenos terminales hay, mayor es la deslocalización de la carga negativa en la base conjugada y, por tanto, mayor la fuerza del ácido. Esta tendencia se recoge en las reglas de Pauling, que estiman:

pKa1≈8−5mpK_{a1} \approx 8 - 5m

donde mm es el número de oxígenos terminales (no unidos a hidrógeno).

Oxígenos terminales y grupos hidroxilo en el sulfúrico, el nítrico y el fosfóricoTres esquemas. El acido sulfurico tiene un azufre central unido a dos oxigenos terminales y dos grupos hidroxilo; el acido nitrico, un nitrogeno central con dos oxigenos terminales y un hidroxilo; el acido fosforico, un fosforo central con un solo oxigeno terminal y tres hidroxilos. Debajo de cada uno se indica el numero de oxigenos terminales y la fuerza acida que predice la regla de Pauling.SNPOOOHOHOOOHOOHOHOHH₂SO₄HNO₃H₃PO₄m = 2 · diprótico · fuertem = 2 · monoprótico · fuertem = 1 · triprótico · moderadoregla de Pauling: pKa₁ ≈ 8 − 5m, con m = nº de oxígenos terminales
Figura 2. Esqueleto de tres oxoácidos industriales. Los oxígenos terminales (sin hidrógeno) estabilizan por deslocalización la carga de la base conjugada: cuantos más hay, más fuerte es el ácido, según la regla de Pauling. Los grupos −OH marcan además el número de protones ionizables. Elaboración propia
  • H2SO4\mathrm{H_2SO_4}: azufre con estado de oxidación +6+6, geometría tetraédrica; dos grupos S=O\mathrm{S{=}O} y dos S−OH\mathrm{S{-}OH}. Es diprótico. Con m=2m = 2, la regla predice un pK muy negativo (ácido fuerte).
  • HNO3\mathrm{HNO_3}: nitrógeno con estado de oxidación +5+5, geometría trigonal plana; un grupo N−OH\mathrm{N{-}OH} y dos enlaces N−O\mathrm{N{-}O} equivalentes por resonancia. Es monoprótico y, con m=2m = 2, ácido fuerte.
  • H3PO4\mathrm{H_3PO_4}: fósforo con estado de oxidación +5+5, geometría tetraédrica; un P=O\mathrm{P{=}O} y tres P−OH\mathrm{P{-}OH}. Es triprótico y, con m=1m = 1, un ácido de fuerza moderada.
  • HCl\mathrm{HCl}: molécula diatómica con enlace covalente polar; en agua se disocia por completo (ácido fuerte).
  • HF\mathrm{HF}: molécula diatómica, pero con un enlace H−F\mathrm{H{-}F} muy fuerte y enlaces de hidrógeno intensos; por ello, y pese a ser un hidrácido, se comporta como ácido débil.

4. Propiedades

Ácido sulfúrico

Líquido denso, viscoso y de punto de ebullición elevado (~337 ∘C337\ ^\circ\mathrm{C}). Es un ácido diprótico fuerte: la primera ionización es total y la segunda, parcial (Ka2≈1,2⋅10−2K_{a2} \approx 1{,}2 \cdot 10^{-2}):

H2SO4+H2O→H3O++HSO4−HSO4−+H2O⇌H3O++SO42−\mathrm{H_2SO_4 + H_2O \rightarrow H_3O^+ + HSO_4^-} \qquad \mathrm{HSO_4^- + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + SO_4^{2-}}

Es fuertemente higroscópico y deshidratante: extrae los elementos del agua de la materia orgánica, carbonizando por ejemplo la sacarosa:

C12H22O11→12 C+11 H2O\mathrm{C_{12}H_{22}O_{11} \rightarrow 12\,C + 11\,H_2O}

Concentrado y en caliente actúa además como oxidante. Su dilución es muy exotérmica, hecho de gran importancia para la seguridad.

Ácido nítrico

Ácido monoprótico fuerte y, sobre todo, oxidante enérgico. El puro es incoloro, pero amarillea al descomponerse por la luz liberando NO2\mathrm{NO_2}. Oxida a la mayoría de los metales; el producto de reducción del nitrógeno depende de la concentración:

Cu+4 HNO3(conc)→Cu(NO3)2+2 NO2+2 H2O\mathrm{Cu + 4\,HNO_3(conc) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2\,NO_2 + 2\,H_2O} 3 Cu+8 HNO3(dil)→3 Cu(NO3)2+2 NO+4 H2O\mathrm{3\,Cu + 8\,HNO_3(dil) \rightarrow 3\,Cu(NO_3)_2 + 2\,NO + 4\,H_2O}

Sobre el hierro y el aluminio concentrados produce pasivación (capa de óxido protector). Mezclado con ácido clorhídrico (agua regia, 1:3) disuelve el oro:

Au+HNO3+4 HCl→HAuCl4+NO+2 H2O\mathrm{Au + HNO_3 + 4\,HCl \rightarrow HAuCl_4 + NO + 2\,H_2O}

Ácido clorhídrico

Disolución acuosa del gas HCl\mathrm{HCl}; es un ácido monoprótico fuerte y volátil que forma un azeótropo al ~20 % (punto de ebullición 108,6 ∘C108{,}6\ ^\circ\mathrm{C}). No es oxidante frente a la mayoría de metales nobles.

Ácido fosfórico

Ácido triprótico de fuerza moderada; su primera constante es Ka1≈7,1⋅10−3K_{a1} \approx 7{,}1 \cdot 10^{-3}. No es oxidante ni volátil, lo que facilita su manejo. En disolución da lugar a tres tipos de sales (fosfatos, hidrogenofosfatos y dihidrogenofosfatos), útiles como tampones en bioquímica.

Ácido fluorhídrico

Ácido débil (Ka≈6,6⋅10−4K_a \approx 6{,}6 \cdot 10^{-4}) pero extraordinariamente peligroso. Ataca el vidrio y la sílice, por lo que se conserva en recipientes de polietileno:

SiO2+6 HF→H2SiF6+2 H2O\mathrm{SiO_2 + 6\,HF \rightarrow H_2SiF_6 + 2\,H_2O}

5. Aplicaciones

  • Ácido sulfúrico (“el rey de los productos químicos”): fabricación de fertilizantes (superfosfatos, sulfato de amonio), refino de petróleo, producción de otros ácidos, pigmentos, detergentes, decapado de acero y baterías de plomo-ácido de los automóviles.
  • Ácido nítrico: fertilizantes nitrogenados (nitrato de amonio), explosivos (trinitrotolueno, nitroglicerina), reacciones de nitración y síntesis del ácido adípico (nailon).
  • Ácido clorhídrico: decapado de metales, ajuste de pH, producción de PVC y de cloruros, regeneración de resinas de intercambio iónico, industria alimentaria y acidificación de pozos petrolíferos.
  • Ácido fosfórico: fertilizantes fosfatados (el mayor uso), acidulante alimentario (aditivo E-338, refrescos de cola), detergentes, tratamiento de superficies metálicas y productos farmacéuticos.
  • Ácido fluorhídrico: síntesis de fluorocarbonos, obtención de aluminio (criolita y AlF3\mathrm{AlF_3}), grabado del vidrio, decapado de acero inoxidable y enriquecimiento de uranio (vía UF6\mathrm{UF_6}).

La conexión con la agricultura (fertilizantes) es determinante: los trabajos de Justus von Liebig sobre nutrición vegetal y la posterior síntesis del amoníaco por Fritz Haber fueron decisivos para el desarrollo de esta industria, base de la alimentación de la población mundial.

6. Normas de seguridad en el uso y transporte de ácidos

Todos estos ácidos son corrosivos y provocan quemaduras graves; algunos son, además, oxidantes o tóxicos. Su manejo se rige por la normativa europea de clasificación, etiquetado y envasado (Reglamento CLP, CE 1272/2008) y de registro y evaluación de sustancias (Reglamento REACH, CE 1907/2006), que obligan a disponer de la ficha de datos de seguridad (FDS) y a usar los pictogramas GHS (corrosivo GHS05; en su caso, oxidante GHS03 o tóxico GHS06).

Uso y almacenamiento. Deben emplearse equipos de protección individual (guantes, gafas de seguridad, pantalla facial, bata) y trabajar en vitrina de gases. Una regla básica de laboratorio es añadir siempre el ácido sobre el agua, nunca el agua sobre el ácido, porque la dilución es muy exotérmica y la adición inversa puede proyectar salpicaduras. El almacenamiento exige recipientes resistentes, etiquetado claro, ventilación y segregación de las bases y de los materiales oxidables o combustibles. El fluorhídrico merece atención especial: penetra en los tejidos, provoca hipocalcemia sistémica y su antídoto es el gel de gluconato cálcico; nunca se guarda en vidrio.

Transporte. Se rige por el acuerdo internacional ADR (transporte de mercancías peligrosas por carretera). Estos ácidos pertenecen a la clase 8 (sustancias corrosivas) y se identifican por su número ONU (UN):

  • Ácido sulfúrico: UN 1830, clase 8.
  • Ácido nítrico: UN 2031, clase 8 (con riesgo subsidiario oxidante 5.1 si es muy concentrado).
  • Ácido clorhídrico: UN 1789, clase 8.
  • Ácido fosfórico: UN 1805, clase 8.
  • Ácido fluorhídrico: UN 1790, clase 8 con riesgo subsidiario tóxico 6.1.

Los vehículos exhiben paneles naranja con el número ONU y el código de peligro (código Kemler; por ejemplo, “80” para corrosivo), y las etiquetas-rombo correspondientes. Un derrame se neutraliza con precaución empleando una base suave (carbonato o bicarbonato de sodio, cal) antes de su gestión como residuo.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), estos contenidos se abordan al tratar las reacciones ácido-base y la química y su papel en la sociedad. En 3.º y 4.º de ESO se introducen los ácidos, la escala de pH y las reacciones de neutralización desde contextos cotidianos; en 2.º de Bachillerato, dentro de Química, se formaliza el equilibrio ácido-base (teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry, constantes de acidez, hidrólisis) y se estudian procesos industriales como el de contacto y el de Ostwald, excelentes para aplicar el principio de Le Chatelier y las condiciones de compromiso entre termodinámica y cinética.

El tema es idóneo para desarrollar la competencia STEM y la conciencia ambiental: la lluvia ácida (a partir de óxidos de azufre y nitrógeno), el destino del fosfoyeso o la eutrofización por fertilizantes conectan la química con la sostenibilidad y con la química verde. Como situación de aprendizaje puede plantearse el estudio de la etiqueta de seguridad de un producto o la interpretación de los paneles de un camión cisterna.

Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes: confundir concentración con fuerza (un ácido concentrado no es necesariamente fuerte, y a la inversa: el HF\mathrm{HF} es débil pero muy peligroso); creer que todos los ácidos son igual de corrosivos; olvidar el carácter exotérmico de la dilución; o pensar que la neutralización siempre produce sustancias inocuas. El trabajo experimental con indicadores y valoraciones, siempre con las debidas medidas de seguridad, ayuda a corregir estas concepciones.

Conclusión

Los ácidos inorgánicos de importancia industrial —sulfúrico, nítrico, clorhídrico, fosfórico y fluorhídrico— constituyen el esqueleto de la industria química. Su obtención a gran escala (procesos de contacto y de Ostwald, síntesis directa, vías húmeda y térmica) ilustra magistralmente la aplicación del equilibrio y la cinética; su estructura molecular explica su fuerza y su reactividad; sus propiedades (acidez, poder deshidratante u oxidante) fundamentan sus múltiples aplicaciones, desde los fertilizantes que alimentan al planeta hasta los materiales de uso diario. Todo ello exige un manejo responsable, sujeto a estrictas normas de seguridad en el uso y el transporte. Comprender estos ácidos es, en definitiva, comprender cómo la química transforma la materia prima en bienestar, y por qué debe hacerlo de forma segura y sostenible.

Bibliografía
  1. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. y Bissonnette, C. (2017). Química general (11.ª ed.). Pearson.
  2. Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
  3. Atkins, P. y Jones, L. (2012). Principios de química (5.ª ed.). Editorial Médica Panamericana.
  4. Housecroft, C. E. y Sharpe, A. G. (2006). Química inorgánica (2.ª ed.). Pearson.
  5. Orden de 9 de septiembre de 1993 (BOE núm. 226), por la que se aprueban los temarios del cuerpo de Profesores de Enseñanza Secundaria, especialidad Física y Química (590-007).
  6. Real Decreto 217/2022, de 29 de marzo, por el que se establece la ordenación y las enseñanzas mínimas de la Educación Secundaria Obligatoria (Física y Química, LOMLOE).