LOS ACIDOS
El agua, como es sabido, está compuesta por moléculas formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Siempre que tengamos una cantidad de agua pura una parte de estas moléculas (concretamente una de cada cien billones, lo cual puede parecer insignificante pero hay que tener en cuenta que existen muchas moléculas de agua en un simple vaso) está escindida en dos iones: Por un lado un protón, es decir, un átomo de hidrógeno cargado positivamente por haber perdido su único electrón, y por otro un grupo hidroxilo, formado por el oxígeno y el hidrógeno restante y cargado negativamente gracias al electrón robado al protón.
Siempre que
tengamos agua pura habrá, lógicamente, tantos protones (H+) como grupos
hidroxilo (OH-), por lo que existe un equilibrio entre ambos y el pH (es decir,
el índice de acidez) será neutro. Pero existen substancias que pueden romper
este equilibrio, como ocurre con los ácidos y las bases. Así, los ácidos son
las substancias que, disueltas en agua, hacen que la cantidad de protones sea
mayor que la de hidroxilos, bien porque liberen a los primeros, bien porque
capturen a parte de los segundos. En cualquiera de los dos casos, la acidez
(que se puede identificar con el exceso existente de protones) aumenta.
Evidentemente esta
definición es válida únicamente para disoluciones acuosas. Por esta razón el
concepto de acidez se amplió de forma que pudiera abarcar a cualquier sistema
químico, pero una definición rigurosa del mismo excede con mucho los límites de
e e glosario.
Los ácidos más
comunes son sustancias muy conocidas por todos. Dentro del grupo de los ácidos
inorgánicos podemos citar el sulfúrico, el nítrico, el clorhídrico, el
fosfórico o el sulfhídrico. Aunque el ácido carbónico no existe en estado libre
(es simplemente una disolución de anhídrido carbónico en agua), sí puede formar
unos compuestos, los carbonatos, sumamente comunes en la naturaleza, ya que la
piedra caliza, el mármol, las estalactitas o las conchas de los moluscos están
formados por carbonato cálcico. Ácidos orgánicos son, por su parte, el acético,
el cítrico, el ascórbico (vitamina C) o el fórmico. A pesar de lo que se cree
popularmente, la fortaleza de un ácido (es decir, su capacidad de liberar
protones en el agua) no está relacionado con su corrosividad, pese a que
algunos de estos compuestos comparten ambas propiedades: El ácido sulfúrico es
corrosivo no por ser un ácido fuerte, sino porque tiene mucha afinidad con el
agua y deshidrata los tejidos orgánicos con los que entra en contacto; el ácido
nítrico, por su parte, debe su alto poder de corrosión a su gran capacidad para
oxidar (es decir, combinar con oxígeno) a otras substancias.
La utilización del concepto químico de ácido dentro de la ciencia ficción no ha sido siempre precisamente acertada. Un ejemplo clásico de gazapo de grueso calibre es el de la conocida película ALIEN, en la que la sangre de la criatura resulta ser un poderosísimo agente corrosivo capaz de perforar cualquier cosa que se atraviese en su camino. En la película, tras analizar esa substancia, afirman que se trata de ácido molecular, lo cual es lo mismo que no decir absolutamente nada, puesto que todos los ácidos son moleculares desde el momento en el que están compuestos por moléculas. Evidentemente, a los guionistas de Hollywood no les vendría mal consultar de vez en cuando a expertos en la materia. Y por supuesto, no existe ninguna substancia real capaz de producir esos efectos. Un problema añadido es cómo almacenar esa sangre. En la película se habla de que la criatura posee (sic) siliconas polarizadas. Las siliconas son polímeros muy inertes, y podrían formar vasos sanguíneos lo bastante resistentes.
ACIDO SULFURICO
Fórmula H2SO4, es un
líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidad relativa de
1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36 °C, un punto de ebullición de 340 °C y es soluble en agua
en cualquier proporción. Al mezclar ácido sulfúrico con agua se libera una
considerable cantidad de calor. A menos que la mezcla se agite bien, el agua
añadida puede calentarse más allá de su punto de ebullición y la formación
repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente. El ácido
concentrado destruye la piel y la carne, y puede causar ceguera si se introduce
en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente es eliminar el ácido con
grandes cantidades de agua. A pesar del peligro potencial si se maneja sin
cuidado, el ácido sulfúrico ha sido muy importante comercialmente durante
muchos años. Los antiguos alquimistas lo preparaban en grandes cantidades
calentando sulfatos existentes en la naturaleza a altas temperaturas y
disolviendo en agua el trióxido de azufre obtenido de esta forma. En el siglo
XV aproximadamente, se desarrolló un método para obtener el ácido, destilando
sulfato ferroso hidratado (o vitriolo de hierro) con arena. En 1740 empezó a
producirse el ácido a escala comercial quemando azufre y nitrato de potasio en
un caldero suspendido en un gran globo de cristal, cubierto parcialmente de
agua.
Propiedades
El ácido sulfúrico es
un ácido fuerte, es decir, en disolución acuosa se disocia fácilmente en iones
hidrógeno (H+)
e iones sulfato (SO42-).
Cada molécula produce dos iones H+, o sea que el ácido sulfúrico es dibásico. Sus
disoluciones diluidas muestran todas las características de los ácidos: tienen
sabor amargo, conducen la electricidad, neutralizan los álcalis y corroen los metales activos desprendiéndose gas
hidrógeno. A partir del ácido sulfúrico se pueden preparar sales
que contienen el grupo sulfato SO4, y sales ácidas que contienen el grupo
hidrogeno sulfato, HSO4.
El ácido sulfúrico
concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente
desecante. Actúa tan vigorosamente en este aspecto que extrae el agua, y por lo
tanto carboniza, la madera, el algodón, el azúcar y el papel. Debido a estas
propiedades desecantes, se usa para fabricar éter, nitroglicerina y tintes.
Cuando se calienta, el ácido sulfúrico concentrado se comporta como un agente
oxidante capaz, por ejemplo, de disolver metales tan poco reactivos como el
cobre, el mercurio y el plomo, produciendo el sulfato del metal, dióxido de
azufre y agua.
Durante el siglo XIX,
el químico alemán Justus von Liebig descubrió que el ácido sulfúrico, añadido
al suelo, aumenta la cantidad de fósforo disponible para las plantas. Este
descubrimiento dio lugar a un aumento de la producción comercial de este ácido,
mejorándose por tanto los métodos de fabricación.
Fabricación
Actualmente se
utilizan dos procesos para obtener ácido sulfúrico. En las etapas iniciales
ambos requieren el uso de dióxido de azufre, que se obtiene quemando piritas de
hierro, FeS2,
o azufre, en aire. En el primer proceso, denominado método de las cámaras de
plomo, la reacción se lleva a cabo en grandes torres de ladrillos recubiertas de
plomo. En estas torres, reaccionan dióxido de azufre gaseoso, aire, vapor de
agua y óxidos de nitrógeno, produciendo ácido sulfúrico en forma de gotas finas
que caen al suelo de la cámara. Casi todos los óxidos de nitrógeno se recuperan
del gas que sale y se vuelven a introducir en la cámara para ser utilizados de
nuevo. El ácido sulfúrico producido de esta forma, y el ácido etiquetado, sólo
contienen de un 62 a
un 70% de H2SO4; el resto es
agua. Actualmente, casi un 20% del ácido sulfúrico se produce por el método de
las cámaras de plomo, pero este porcentaje está disminuyendo.
El segundo método de
obtención, el método de contacto, que empezó a usarse comercialmente alrededor
de 1900, se basa en la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, SO3, bajo la
influencia de un catalizador. El platino finamente dividido, que es el
catalizador más eficaz, tiene dos desventajas: es muy caro y además, ciertas
impurezas existentes en el dióxido de azufre ordinario lo 'envenenan' y reducen
su actividad. Muchos productores de ácido sulfúrico utilizan dos catalizadores:
primero, uno más resistente aunque menos efectivo, como el óxido de hierro o el
óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una cantidad menor
de platino para terminar el proceso. A 400 °C ,
la conversión de dióxido a trióxido de azufre es casi completa. El trióxido se
disuelve en ácido sulfúrico concentrado, y al mismo tiempo un flujo de agua
mantiene la concentración al nivel seleccionado, normalmente un 95%. Reduciendo
el flujo de agua, puede obtenerse un producto con más SO3 del que contiene la fórmula H2SO4. Este
producto, llamado ácido sulfúrico fumante, oleum o ácido Nordhausen, es
necesario para algunas reacciones de química orgánica.
Producción
Los usos del ácido
sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un
índice aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios
de la década de 1970, la producción anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos,
el mayor productor, sobrepasaba los 29 millones de toneladas, que corresponden
a una producción diaria de 1/3 kg por persona al año. El ácido sulfúrico se utiliza
principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de
amonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos,
y rayón, así como para refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos
productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, es la batería de
plomo, que se utiliza en los automóviles.
I. NOMENCLATURA
Nombres Químicos ______ Acido Sulfúrico, Acido Sulfúrico Fumante.
Nombres usuales ______ Acido Sulfúrico, Óleum.
Formula _______________ Acido Sulfúrico: H2S04 Oleum H2S04 con S03
en solución
Calidades _____________ Grado técnico (comercial), QP, USP (United
States Pharmacal), ácido para acumulador, fumante (óleum).
El ácido sulfúrico es un líquido incoloro a la temperatura y presión
ambiente; es más pesado que el agua. El óleum tiene un olor picante y
penetrante.
CONCENTRACION
Se encuentran en el comercio en distintos grados de concentración,
siendo el más concentrado el que corresponde a una solución al 98.5% (66o84),
la cual, a la temperatura de 15.5oC (60oF), tiene una densidad relativa de
1.843 (agua=1 ), cuyo punto de ebullición es de 338oC (640oF); para una
solución de 85.66% (64o84) la densidad relativa, también a la temperatura de
15.5oC (60oF), es de 1.795. Al calentar ácido sulfúrico puro entre 30oC y 40oC
(86oF y 104oF) comienzan a desprenderse vapores de anhídrido sulfúrico; su
punto de ebullición se alcanza a la temperatura de 338oC (730oE). El punto de
fusión es de -40oC (-40oF) para una concentración de 65.13% (52o8&127;), y
-32oC (-25.5oF) para una concentración de 93.19% (66o8&127;).
CORROSIVIDAD
Es un liquido altamente corrosivo, particularmente en
concentraciones abajo de 77.67% (60o84); corroe los metales, con excepción del
oro, iridio y rodio, dando lugar al desprendimiento de hidrógeno.
REACTIVIDAD
Además de atacar a muchos metales, el ácido concentrado es fuerte
agente oxidante y puede dar lugar a la ignición al entrar en contacto con
materia orgánica y compuestos tales como nitratos, carburos, cloratos, etc.
También reacciona exotérmicamente con el agua; tiene mayor desprendimiento de
calor cuando la proporción es de dos moléculas gramo de agua por molécula gramo
de ácido sulfúrico, alcanzando una temperatura de 158oC (316of). Presenta una
gran afinidad por el agua, debido a lo cual, produce deshidratación de los
compuestos orgánicos a veces tan fuerte que Llega a carbonizarlos.
El ácido sulfúrico puede contener ciertas cantidades de anhídrido
sulfúrico libre y en estas condiciones se conoce como óleum, el cual presenta
un aspecto nebuloso; sus vapores son irritantes, de color penetrante y tóxicos.
El óleum es más pesado que el agua, su densidad es muy variable, dependiendo
fundamentalmente del por ciento de anhídrido sulfúrico libre, como se puede
observar en la tabla anterior.
El ácido sulfúrico, cuando llega a estar en contacto con la piel o
con los ojos, provoca fuertes quemaduras; cuando es ingerido causa daños; e
incluso la muerte; la inhalación de sus vapores provoca graves daños a los
pulmones. El contacto repetido con soluciones diluidas puede causar dermatitis.
USOS
INDUSTRIALES
Se usa en la industria de fertilizantes; en la refinación del
petróleo; en la industria química y de explosivos; en la fabricación de
acumuladores; también se usa en grandes cantidades en las industrias
metalúrgicas del hierro y del acero; en pinturas y pigmentos; en la industria
textil, del rayón y de la celulosa. EI óleum se usa en procesos de sulfonación,
en la química orgánica y para aumentar la concentración ordinaria del ácido
sulfúrico.
II. RIESGOS Y
PRIMEROS AUXILIOS
EI personal que maneja ácido sulfúrico debe estar perfectamente
informado sobre los riesgos que implica su manejo inadecuado con el objetivo de
tomar precauciones necesarias, de evitar derrames, fugas, inhalación de
vapores, danos al equipo o a las instalaciones. Además, debe estar bien
instruido acerca de los procedimientos para casos de emergencia y sobre la
forma de proporcionar primeros auxilios en caso de contacto con el ácido o sus
vapores.
RIESGOS PARA LA SALUD
La inhalación del vapor concentrado del ácido sulfúrico caliente o
de óleum puede ser muy peligrosa. La inhalación de pequeñas concentraciones de
vapor por un periodo de tiempo prolongado puede ocasionar inflamación crónica
del tracto respiratorio superior. La sensibilidad al vapor es variable: de 0.125 a 0.50 ppm. puede ser
medianamente molesto; de 1.5 a
2.5 ppm., definitivamente desagradable y de 10 a 20ppm. intolerable. La
máxima concentraci6n permitida en el ambiente para trabajar 8 horas diarias sin
perjuicio para la salud es de 1 mg/m3 de aire.
El ácido en sí mismo no es inflamable, pero se le debe aislar de
materiales orgánicos, nitratos, carburos, cloratos y polvos metálicos. El
contacto del ácido concentrado con estos materiales puede causar ignición. El
ácido sulfúrico en tambores, carros-tanque y tanques de almacenamiento
metálicos causa desprendimiento de hidrogeno, el gas hidrógeno es explosivo en
el rango de 4 a
75% volumen de hidrógeno en el aire.
Cuando se llega a ingerir ácido sulfúrico es muy peligroso y puede
causar la muerte.
No se han descubierto otros efectos que no sean los mencionados y
recurrentes.
EL ÁCIDO NÍTRICO
Definición
El ácido nítrico se halla en la atmósfera después de las tormentas
eléctricas. El HNO3 es un liquido incoloro 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° C y su punto de ebullición es de 83° C pero a esa temperatura se
acentúa su descomposición. Es soluble en agua. El ácido nítrico es uno de los
mas fuertes desde el punto de vista iónico, pero su característica química es
su acción oxidante 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. Es tóxico muy corrosivo, mancha la piel de amarillo y
destruye las mucosas.. Su acción oxidante se intensifica cuando tiene disuelto
peróxido de nitrógeno que actúa como catalizador, por eso el ácido mas
energético es el Ácido Nitrico Rojo fumante. El Hg es el único metal que libera
H2 en la primera etapa de la reacción. El HNO3 concentrado oxida a los no
metales formando óxidos u oxoácidos. Su poder oxidante depende de su
concentración. Se conocen todos los nitratos de los elementos metálicos que
están hidratados y solubles en agua. Los nitratos anhidros se pueden obtener y
los nitratos alcalinos subliman al vacío entre 350 - 500°: a elevadas
temperaturas forman nitritos y a altas temperaturas forman óxidos y peróxidos.
El Al y el Zn producen NH3 en medio alcalino. El NO3- forma compuestos de
coordinación estables. El ácido nítrico posee la propiedad de nitrar compuestos
orgánicos. Ecuación de Hantzsch:
La ionización del HNO3 ha sido confirmada encontrado que los óxidos
del nitrógeno se comportan formando iones NO2-.
Obtención
Se prepara comercialmente por medio del proceso de Ostwald. A
elevada temperatura el NH3 se convierte catalíticamente en NO, se enfría y se
oxida en la atmósfera a NO2. El NO2 reacciona con el H2O para producir HNO3 y
algo de NO.
Propiedades
ACIDO MONOPRÓTICO: Por eso fomra sales neutras: nitratos
El radical nitrato posee una sola valencia, es decir, monovalente.
Al formar sales, hay tantos radicales nitratos como valencias posean el metal.
Por ejemplo:
NaNO3: nitrato de sodio
Ca(NO3)2: nitrato de calcio
Ba(NO3)2: nitrato de bario
Al(NO3)3: nitrato de aluminio
Es un ácido fuerte muy disociado.
ES UN FUERTE OXIDANTE: La acción oxidante del ácido nítrico se
ejerce sobre los metales y los no metales.
El ácido nitrico concentrado forma los siguientes productos al
actuar como oxidante (por ejemplo frente a un metal):
En cambio diluido se comporta así:
REACCIÓN CON LOS METALES: Ataca a todos los metales excepto al
platino y al oro. La acción más energética la ejercita al ácido menos
concentrado. con el ácido diluido el cobre reacciona en frio. El NO incoloro se
une en el aire con el O2 y da vapores rutilantes de NO2. El agua regia es una
mezcla formada por tres volúmenes de HCl y por una de HNO3. Se le llama así por
atacar al oro y al pltaino. Se genera cloro atómico que es el que en realidad
reacciona con los metales.
REACCIÓN CON LA
MATERIA ORGÁNICA : Ataca la materia orgánica, es tóxico y muy
corrosivo. Ataca las mucosas y en contacto con la piel la colorea de amarillo.
Esta es una reacción debida alas proteinas de la piel y se llama "Reacción
Xantoprotéica". Reacciona con ciertas sustancias orgánicas dando porductos
de gran interés. Algunos de ellos son utilizados como explosivos. En general el
ácido nítrico reacciona con la materia orgánica reemplazancdo átomos de
hidrógeno de la molécula orgánica por grupos nitro (NO2) o sustituyendo grupos
hidroxilo por grupos nitrato(NO3)
Usos
El HNO3 es uno de los ácidos mas importantes de la vida industrial,
que se le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos,
colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado
de metales. los métodos de fijación del nitrógeno atmosférico y los estudiados
para el amoníaco, completamentados en la síntesis de Ostwald, tienen enorme importancia
industrial y en particular para la agricultura pues las reservas naturales 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. Los explosivos modernos por la ación del ácido
nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o
nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide. Es empleado para preparar
Nitrobenceno, base de la anilina. Con la glicerina constituye la
nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la Dinamita. Se prepara
con el acido piérico y Nitrato de plata usado en fotografía. Por su acción
oxidante, se emplea en muchos procesos y por acción nitrante en la industria de
los colorantes, Forma con el ácido ciorhídrico y con el ácido sulfúrico la
terna de ácidos de mayor aplicación industrial.
Historia
Se preparó por primera vez en 1648 a partir del Nitrato de Potasio por
Glauber. En 1783, Cavendish logró a determinación de su composición.
ACIDO CARBONICO
El ácido carbónico (H2CO3) es el centro de nuestra comprensión y
evaluación de las alteraciones del equilibrio ácido-base. Los productos de
disociación y de ionización normalmente están en equilibrio:
[H+] x [HCO3-] = k1 x H2CO3 = k2 x
[CO2] x [H2O]
In vivo, [H2O] es constante y la PCO 2 es más familiar que la [CO2]. La ecuación
puede ser re-escrita:
[H+] x [HCO3-] = k x PCO2
Esta es la ecuación de Henderson modificada. Es un ejemplo de la Ley de Acción de Masas: los
productos de las concentraciones en un lado son proporcionales a los productos
del otro lado.
Interactive Hypercard Stack: Si está usted usando un Macintosh puede
bajar una Interactive Hypercard Stack la cual le permitirá experimentar y
cambiar los valores de PCO2 y pH para obtener un análisis y un informe para
cada grupo de valores. Existen dos versiones:
Acid Base Stack (AB.stk). Baja rápido(46 k); requiere Hypercard o
Hypercard Player.
Acid Base Application (AB.applic). Baja lento(1300 k);corre independientemente.
La acidosis respiratoria pura ( PCO2 elevada) implica un estado
metabólico normal y aumenta tanto el [HCO3-] como el [H+]. El [H+] cambia solo
ligeramente debido al tamponaje del H+, principalmente por la hemoglobina. Si a
esta PCO2, el riñón la compensa reduciendo la [H+], entonces el [HCO3-],
aumenta a posteriori, por ejemplo, la acidosis respiratoria aumenta el nivel de
bicarbonato y la compensación metabólica se realiza más tarde. De la misma
manera, la acidosis metabólica pura implica una PCO2 normal; el [H+] elevado se
asocia con una disminución recíproca del [HCO3-]. En la práctica la
compensación respiratoria disminuye rápidamente la PCO 2, la cual reduce tanto el
nivel de [H+] como de [HCO3-], por ejemplo la acidosis metabólica disminuye el
nivel de bicarbonato y la compensación respiratoria la disminuye ulteriormente.
A la vista de este efecto conjunto sobre la concentración de ion bicarbonato,
parece lógico evitar el uso del bicarbonato en el caso de lateraciones ya sea
metabólicas o respiratorias.
Anhídrido Carbónico
Gas cuya molécula está compuesta por un átomo de carbono y dos de
oxígeno. Se produce en la respiración de los seres vivos, y también por
combustión de sustancias que contengan carbono, tales como el petróleo, el carbón
o la madera. A su vez, las plantas verdes lo convierten en oxígeno y compuestos
orgánicos mediante la función clorofílica, por lo que su presencia en la
atmósfera está regulada naturalmente por estos ciclos de respiración-función
clorofílica.
Aunque su concentración en la atmósfera es pequeña (no llega al uno
por ciento), su presencia es importante debido al efecto invernadero que
provoca. Dado que en las últimas décadas el consumo incontrolado de
combustibles tales como el petróleo o el carbón ha producido un notable
incremento en su concentración, se teme que este efecto pudiera provocar en el
futuro un incremento en la temperatura media de nuestro plan
ÁCIDO
CLORHÍDRICO
El ácido
clorhídrico es un compuesto químico inorgánico cuya fórmula molecular es HCl.
Es un ácido muy fuerte que, en contacto con el aire, desprende un humo
incoloro, de olor fuerte e irritante. Su sabor es agrio.
El método más utilizado para la obtención de ácido clorhídrico es la
síntesis directa, quemando hidrógeno en una atmósfera de cloro.
Tiene muchas
aplicaciones en la industria farmacéutica, fotográfica, alimenticia y textil.
Se utiliza en la fabricación de abonos, en la obtención de colorantes, curtido
de pieles, como agente de hidrólisis, catalizador de reacciones, síntesis
orgánica, ...
Es corrosivo para los
ojos, la piel y las vías respiratorias. La inhalación de sus vapores puede
provocar dificultades de respiración. Es el segundo ácido en importancia
industrial, después del ácido sulfúrico.
CLORO
CARACTERISTICAS
Se obtiene por
electrolisis de una solución salina.
En la industria lo
encontramos para la fabricación del ácido clorhídrico, de compuestos orgánicos,
en las industrias dedicadas a la desinfección y en las de obtención de gases
asfixiantes, y en las de tratamientos de aguas potables, en la fabricación del
papel y en la decoración de tejidos. Gas incombustible, salvo en reacciones con
ciertos metales que queman en contacto con el cloro (antimonio y arsénico se
vuelven incandescentes a su contacto).
Es de un color amarillento
verdoso y más pesado que el aire. Se disuelve con agua y si a esta disolución
se le suministra calor se descompone para formar el ácido clorhídrico.
Mezclado con amoníaco
forma una mezcla detonante.
EL CLORO EN LA NATURALEZA
El cloro es muy abundante
en la naturaleza; hay más cloro (0,19%) que carbono (0,08%) en la corteza
terrestre. Casi todo este cloro se encuentra en forma combinada: la sal de los
océanos y las gruesas capas que hay en todo el mundo contienen el sesenta por
ciento del cloro, el resto es sodio. Cantidades enormes - pero en pequeñas
concentraciones - de cloro combinado (sal y ácido clorhídrico), se desplazan
con el viento del mar a la tierra. Así que también en la tierra encontrará
cloro por todas partes, en el aire y en el suelo. Pequeñas cantidades de ácido
clorhídrico se oxidan formando cloro elemental. A causa de esta reacción con el
cobre, se puede observar el precioso aspecto de los tejados verdes de los
edificios que hay cerca del mar.
La vida en la tierra
comenzó en los océanos salados y casi toda la vida sobre la tierra todavía
necesita sal para sobrevivir. Demasiada cantidad de sal es un veneno mortal,
pero la insuficiencia de ella también es mortal. Nuestra sangre contiene sal,
nuestro estómago utiliza ácido clorhídrico - derivado de la sal - para la
digestión de los alimentos. Y cuando nos ataca una bacteria, los glóbulos
blancos producen un potente agente clorante y oxidante a partir de la sal:
hipoclorito para matar a los invasores.
COMPUESTOS ORGÁNICOS CLORADOS NATURALES
La mayoría de grupos
ecologistas, niegan o subestiman el volumen del cloro orgánico que produce la
naturaleza : hasta ahora se han encontrado alrededor de 1.500 compuestos
orgánicos de cloro en, o producidos por, diferentes especies. También las dioxinas,
los PCBs y otras substancias que, según ellos, deberían eliminarse de la tierra
como consecuencia de incendios forestales naturales. Algunas veces, las
cantidades son bastante elevadas. En la descomposición de la madera por los
hongos y mohos intervienen compuestos orgánicos clorados, cuyo resultado es una
cantidad de residuos clorados, principalmente clorofenoles. La concentración de
compuestos orgánicos clorados en el suelo de los bosques es, por lo tanto,
siete veces mayor que la permitida por la legislación de los Países Bajos!
En la naturaleza, de
los clorofenoles a las dioxinas no hay más que un pequeño paso: muchas
bacterias producen peróxido de hidrógeno, el cual realiza dicho paso. De este
modo, sabemos que la cantidad media de dioxinas en el suelo de los bosques es
mayor que la que hay en las áreas muy urbanizadas o industriales - excepto en
algunos puntos críticos - y mucho mayor que la que se encuentra en campo
abierto y en los prados.
Hay mucha resistencia
a la utilización de los incineradores de desechos. En realidad, el incinerador
peor equipado produce, en la descarga de gases, aproximadamente la misma
cantidad de dioxinas que la que había en los productos a incinerar, si bien
éstas descargas se concentrarán en las zonas próximas. Por el contrario, un
incinerador bien equipado reduce de cien a mil veces la cantidad de dioxinas.
Por otra parte, los
compuestos biológicos obtenidos de la mezcla de las basuras domésticas o
desechos líquidos orgánicos, triplica la cantidad de dioxinas... En el caso del
papel y el cartón, el volumen de dioxinas aumenta en el transcurso de su vida,
incluso cuando éstos se fabricaron con pasta de papel elaborada sin cloro al
100%. Así, el papel reciclado contiene dioxinas en una proporción de decenas a
cientos de veces más elevada que el papel nuevo.
EL CLORO EN LA
INDUSTRIA
Alrededor del 60 % de
todas las actividades químicas utilizan cloro, ya sea de manera directa o
indirecta. Esto no es así por casualidad, sino porque en numerosos casos el
cloro actúa como fuente de energía. Es un elemento muy reactivo que posibilita
reacciones que de otro modo utilizarían más energía, más recursos no
renovables, producirían más residuos (peligrosos), más contaminación, sería
menos seguro para los trabajadores y/o usuarios y darían una calidad inferior a
un precio más elevado.
El cloro se emplea
para fabricar más de 10.000 productos; se puede decir que en torno al 95 % de
todos los productos de consumo, se han fabricado en cierto modo con cloro. Para
que se pueda hacer una idea de sus usos:
UTILIZACIÓN DEL CLORO
Medicinas
Más del 80 % de todos
los medicamentos y vitaminas sintéticas, se elaboran con cloro y en un 30 % de
los mismos, el cloro forma parte indispensable de ellos.
Desinfectantes
El cloro se emplea
como un desinfectante barato y fiable en piscinas y agua potable, sobre todo en
el tercer mundo.
Plásticos
El cloro se utiliza
para fabricar plásticos con grandes aplicaciones, tales como PVC y PVDC.
Catalizadores
El cloro se utiliza
para fabricar catalizadores para la obtención de cadenas de polietileno (HDPE,
LLDPE) y polipropileno (PP) de alta y baja densidad.
Productos intermedios
El cloro es un compuesto intermedio en
los procesos de fabricación de poliuretanos (PU para colchones), policarbonatos
(PC para CDs, ventanillas de avión y en muchos utensilios de cocina resistentes
al calor), carboximetilcelulosa (CMC utilizado como absorbente en servilletas),
epoxi (pinturas y colas), siliconas (obturantes muy resistentes, cauchos,
lubricantes), teflón (cocción), etc.
Disolventes
El cloro se utiliza
en los disolventes no inflamables, para desengrasar y limpiar en seco.
Decoloración
El cloro se emplea, o
se empleaba en la industria papelera y del algodón, para el blanqueo de la
pasta.
Metalurgia
El cloro se utiliza
en metalurgia para fabricar titanio (cohetes), aluminio, magnesio, níquel
(acero inoxidable) y por último, aunque no por eso menos importante, el silicio
en forma muy pura que se utiliza para fabricar los chips electrónicos que hacen
funcionar este Internet.
Los que desean que
desaparezca el cloro de la industria, desconocen las consecuencias de lo que
están proponiendo, o las saben y su objetivo es ir más allá del empleo del
cloro: esas personas quieren que se cierren todas las fábricas (de productos
químicos), tanto si eso es bueno para la naturaleza y/o para la humanidad, como
si no lo es.¡Error!Marcador no definido.
LAS ALTERNATIVAS AL CLORO
En muchos casos, el
cloro y los compuestos clorados pueden substituirse por procesos o compuestos
sin cloro; a veces, esto puede ser beneficioso para el medio ambiente, pero en
numerosos casos, sobre todo en el del PVC, sobre el que se han realizado muchas
investigaciones, los peligros conocidos y controlados se cambian por peligros
desconocidos que pueden tener un impacto mucho mayor en el hombre y en la
naturaleza.
CONCLUSION
La no utilización del
cloro o del PVC, no es sinónimo de mejora del medio ambiente.
CLORO Y RIESGO
La fabricación, el
transporte y la utilización de cloro, causa 52 víctimas diarias.
Folleto de Greenpeace
"El cloro está en todas partes" (en holandés) - verano de 1.994.
HECHOS Y CIFRAS
Las
"víctimas"'
Según un informe de
Greenpeace Internacional "El cloro mata"; un total de 227 personas
han muerto en todo el mundo debido a la fabricación, transporte, utilización industrial
y municipal de cloro, en los últimos cien años.
Greenpeace
"olvida" mencionar que han muerto y han resultado heridas gravemente,
muchas más personas por la fabricación, transporte y utilización de las
substancias alternativas al cloro.
El hecho de no
utilizar cloro, puede dar lugar a muchas más víctimas que el empleo de cloro en
cualquier tipo de aplicación (excepto militar). La omisión de cloro en la
desinfección del agua potable en Perú, convirtió una incipiente epidemia de
cólera en un desastre: murieron veintidós mil personas y más de doscientas mil
sufrieron la enfermedad.
Toxicidad
¿ Qué cantidad se considera tóxica ?
El ácido clorhídrico,
un elemento indispensable de nuestro sistema digestivo, únicamente será mortal
a altas concentraciones. El cloro es un veneno a nivel medio y la dioxina TCDD
es el veneno más potente que la humanidad haya fabricado jamás (pero no de
forma voluntaria).
Sustancias tóxicas en la industria :
Dosis mortal, que
mata al 50 % de las ratas en una hora, por inhalación :
ácido clorhídrico:
3.124 ppm (partes por millón)
cloro: 293 ppm
metilisocianato
(Bhopal): 5 ppm
ozono: 4,8 ppm
dioxina TCDD
(equivalente): 0,25 ppm
CLORO Y CÁNCER
Demasiados
carcinógenos para los roedores
Bruce N. Ames, el
famoso toxicólogo mundial, descubrió que, cuando se prueba en roedores la
carcinogenidad de muchas sustancias que contienen o no cloro, ya sean naturales
o no, a la DMT
(dosis máxima tolerada), alrededor del 50 % dan un resultado positivo. Según
Ames, gran parte de esta carcinogénesis se debe a la dosis elevada, no al
potencial cancerígeno del material en sí. Si se reduce la dosis, los resultados
desaparecen rápidamente, en general se puede ver una curva cuadrática de
dosis-respuesta y por debajo de una dosis determinada no hay ningún efecto.
Existen otros
materiales cancerígenos, incluso a una dosis inferior, pero en ese caso el
efecto cancerígeno se reduce en proporción a la magnitud de la dosis.
Todo el mundo tendrá
cáncer si llega a ser lo bastante mayor. La posibilidad de tener cáncer aumenta
exponencialmente con la edad, siendo de 10^4 a 10^5. En el caso de ratones y
ratas, esto resulta alrededor del 40% de muertes naturales por cáncer, a una
edad media de dos años. En los seres humanos, que tienen un metabolismo
diferente, la consecuencia es de un 25 % de muertes naturales por cáncer, a una
edad media de setenta y cinco años.
Uno de los
cancerígenos más comunes, indispensable para la vida y responsable de 10.000
aducciones oxidativas al ADN (fallos en el núcleo de la célula que pueden
provocar cáncer) por célula y día, es el oxígeno. En realidad, casi todas las
carencias que presenta el ADN se pueden subsanar por medio de algún mecanismo,
pero no todas.
El temor de mucha
gente de que incluso una molécula de una sustancia cancerígena provocará
cáncer, puede ser verdad pero pierde relevancia si se compara este deterioro
natural con la gran cantidad de cancerígenos naturales que digerimos con los
alimentos. Si cree que el organismo trata a los cancerígenos naturales de
manera diferente a los sintéticos, está equivocado. Desde hace sólo unos
cuantos cientos de años hasta la actualidad, se han introducido en nuestra
dieta numerosos productos químicos cancerígenos naturales, por lo que nuestro
organismo no ha tenido tiempo de desarrollar ninguna mecanismo de
neutralización. Las defensas de nuestro organismo son en realidad las generales
de la naturaleza y tratan los productos químicos naturales y sintéticos de la
misma forma.
¿ Qué cantidad de sustancia es cancerígena ?
La misma sustancia
puede ser anticancerígena a dosis reducida y cancerígena a una dosis elevada.
Un ejemplo típico es
la vitamina A. En la dosis normal que se encuentra en los alimentos, es
indispensable para el crecimiento, la visión y el sistema inmunológico. Y
parece que contribuye a la prevención del cáncer (de pulmón) porque es un
antioxidante. A una dosis mayor, en torno a cuatro veces la media diaria,
incrementa la posibilidad de que los fumadores contraigan cáncer de pulmón. A
una dosis mucho más elevada, es muy peligrosa para el feto: los niños pueden
nacer sin cerebro. Y parece ser cancerígena en sí misma a dosis muy elevada.
Hay enormes
diferencias entre la potencia cancerígena de las diferentes sustancias, y
ocurre exactamente lo mismo que en el caso de los tóxicos.
Si bebe una cerveza o
un vaso de vino al día, será beneficioso para su corazón y no influirá en su
posibilidad de padecer cáncer.
Algunos productos
químicos clorados se consideran cancerígenos pero, con la excepción de la TCDD-dioxina , todos
están dentro de los límites anteriores. En 1.970 aproximadamente, se descubrió
que el VCM, componente básico del PVC, es cancerígeno. Antes de esa fecha,
muchos trabajadores se habían expuesto a dosis masivas (hasta más de 1.000 ppm
- partes por millón) de VCM durante años. El resultado fue que alrededor de 170
trabajadores en todo el mundo, murieron de angiosarcoma, un cáncer de hígado
específico. Inmediatamente después de este descubrimiento, las concentraciones
de VCM en el aire fueron rápidamente reducidas a menos de 1 ppm en el lugar de
trabajo, lo que tuvo como resultado una posibilidad de desarrollar cáncer
inferior a 1:100.000.
Cloro, alternativas y cáncer
Greenpeace tiene
razón cuando dice que más de un centenar de compuestos que contienen cloro, son
cancerígenos probados. En realidad esto no es mucho, ya que aproximadamente la
mitad de los más de 10.000 compuestos clorados serán considerados cancerígenos
a alguna dosis (elevada).
Lo mismo es cierto
para las substancias no cloradas. Y si observa la lista completa de las
substancias cancerígenas conocidas y la lista de compuestos de hidrocarburos y
nitrógeno, también cancerígenos que son mucho más potentes, esta segunda lista
es mucho más extensa.
Que sepamos, ninguna
sustancia industrial o natural puede fabricarse sin que se liberen sustancias
cancerígenas u otras sustancias peligrosas: la arena para el vidrio produce
silicosis; el crudo de petróleo contiene cientos de substancias cancerígenas,
tales como benceno, ceras y PAH. De modo que todos los productos derivados del
petróleo y la utilización de petróleo para producir energía, libera algunas
substancias cancerígenas. Etileno para polietileno (PE), butadieno para caucho
sintético, benceno para poliestireno (PS), óxido de etileno para tereftalato de
polietileno (PET), serrín para muebles, taninos y sales de cromo para el cuero:
todos son peligrosos, si no se manipulan con precaución.
El PVC en el embalaje de alimentos y el cáncer
En los polímeros,
siempre se encuentran trazas de monómeros. La posibilidad de que los usuarios
desarrollen cáncer por la migración de cantidades de estas substancias a los
alimentos es, en realidad, insignificante en todos los casos.
La cantidad de VCM en
las botellas de PVC que se utilizan para el envasado del agua, es tan baja que,
aunque bebiera dos litros al día durante toda la vida y todo el VCM que
contiene el envase migrara al agua, la cantidad total de VCM que llegaría a
acumular en una vida equivaldría a la que un trabajador del PVC puede asimilar
durante un día de trabajo. Esto ofrece una posibilidad extra, puramente
teórica, en la proporción de uno a cien millones para desarrollar un cáncer.
El profesor Maltoni,
de Bologna (Italia), quien descubrió la carcinogenidad del VCM, ha demostrado
que el PVC no es cancerígeno ni en polvo ni como embalaje. Esto último se
descubrió en un megaexperimento con 2.000 ratas, de las que 1.000 fueron
alimentadas con agua de botellas de vidrio y 1.000 con agua de botellas de PVC,
a las que incluso se añadieron gránulos de PVC. Todas las ratas fueron alimentadas
desde antes de nacer (fetos) hasta su muerte. Se controlaron todos los
movimientos y su comportamiento sexual y cuando murieron, se analizó asimismo
la causa de la muerte.
Los resultados fueron
que no había diferencia en el comportamiento ni en la edad media, y una
diferencia no significativa en la cantidad de muertes por cáncer; en realidad,
las que habían bebido agua embotellada en botellas de PVC desarrollaron un 1,9
% menos de cáncer.
La situación no es
diferente para otros materiales que se utilizaron para embalaje: en todos los
casos, algunas cantidades muy pequeñas de posibles cancerígenos migraron a la
comida empaquetada. En el caso del vidrio, fueron los silicatos y el plomo;
para los objetos de barro, el plomo y cadmio; para el polietileno (PE), el
etileno y las ceras; para el tereftalato de polietileno (PET), El acetaldehido,
etc. En todos los casos, el efecto es insignificante.
CONCLUSIÓN
No hay razón para
tratar de manera diferente a los cancerígenos clorados y a los no clorados. Y
no hay ningún motivo para acusar al cloro, en general, de ser el origen del
cáncer en el entorno.
EL ÁCIDO FOSFÓRICO
De fórmula química H3PO4, ácido que
constituye la fuente de compuestos de importancia industrial llamados fosfatos.
A temperatura ambiente, el ácido fosfórico es una sustancia cristalina con una
densidad relativa de 1,83. Tiene un punto de fusión de 42,35 °C.
Normalmente, el ácido fosfórico se almacena y distribuye en disolución. Se
obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido
sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el
sulfato de calcio. Otro modo de obtención consiste en quemar vapores de fósforo
y tratar el óxido resultante con vapor de agua. El ácido es muy útil en el
laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción y a la
evaporación. Entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como
ingrediente de bebidas no alcóholicas, como pegamento de prótesis dentales,
como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan, como
ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes.
Fosfatos
Son productos
formados por la sustitución de parte o todo el hidrógeno del ácido fosfórico
por metales. Según el número de átomos de hidrógeno sustituidos, el compuesto
obtenido se define como fosfato primario, secundario o terciario. Así, NaH2PO4, con un
átomo de hidrógeno sustituido, se denomina fosfato primario de sodio (también
dihidrogenofosfato de sodio), y Na3PO4, con tres átomos de hidrógeno sustituidos,
fosfato terciario de sodio. También conocido como fosfato de sodio, el fosfato
terciario de sodio se usa como detergente y ablandador del agua. Los fosfatos
primarios y secundarios contienen hidrógeno y son sales ácidas. Los fosfatos
secundarios y terciarios son insolubles en agua, a excepción de los de sodio,
potasio y amonio; los primarios son más solubles.
Los fosfatos son
importantes para el metabolismo de animales y plantas. Los huesos contienen
fosfato de calcio, Ca3(PO4)2,
y el primer paso en la oxidación de la glucosa en el cuerpo es la formación de
un éster de fosfato. Para aportar fosfatos al ganado, se usa el
hidrogenofosfato de calcio hidratado, CaHPO4 · 2H2O, como suplemento
alimenticio. El fosfato primario de calcio, Ca(H2PO4)2, se emplea como ingrediente en
fertilizantes para plantas.
En los últimos
tiempos se ha incrementado la preocupación por los efectos medioambientales
perjudiciales de los fosfatos contenidos en los detergentes domésticos. Los
detergentes que contienen fosfatos contribuyen a la contaminación del agua, ya
que son un medio nutriente para las algas. Si crecieran en exceso,
dificultarían la vida acuática de lagos y ríos por la falta del oxígeno.
En grado reactivo se
consigue como una solución del 85% con una densidad de 1,685 g ml-1. Se quiere
preparar un litro de solución de ácido fosfórico al 5%. ¿Cómo se debe utilizar
la solución de ácido fosfórico reactivo para preparar esta cantidad solicitada
de solución diluida?
La especificación de
concentración final del 5% nos sugiere que no se requiere un alto grado de
precisión. Por lo tanto podemos asumir que una solución acuosa que contiene 5
partes en peso de ácido fosfórico por cada 100 de solución tiene una densidad
de un gramo por mililitro. Por lo tanto para preparar los 1000 ml solicitados
se necesitarán 50 g
de ácido fosfórico. Se requiere entonces de 50g×100/85 = 58,82 g ; del ácido
fosfórico grado reactivo. Cuando se trata de medir y dosificar reactivos
líquidos se prefiere medir volúmenes en lugar de masas. Al calcular el volumen
de ácido grado reactivo que contiene la masa hallada antes encontramos 58,82
g×1 ml/1,685 g = 34,91 ml.
PREPARACIÓN EN EL LABORATORIO
El ácido
fosfórico grado reactivo es un líquido bastante viscoso, por lo tanto, los
materiales volumétricos que se usan rutinariamente en el laboratorio para medir
volúmenes que se transfieren no resultan muy exactos. En consecuencia, la
manera más práctica de preparar la solución requerida es: medir 35 ml de ácido
grado reactivo en una probeta de 50,00 ml y transferirlos, dejando que escurran
bien, a un vaso de precipitados de 250 ml en cual se encuentren aproximadamente
200 ml de agua. Mezclar completamente el ácido con el agua y transferir esta
solución a un matraz aforado de un litro; enjuagar el vaso en el que se hizo la
dilución inicial con varias porciones de 50 ml de agua, transfiriendo estos
enjuagues al matraz aforado, homogenizando muy bien el contenido del matraz
luego de cada adición del líquido de los enjuagues. Completar finalmente el
volumen del matraz justamente hasta el aforo. Guardar la solución preparada en
un recipiente apropiado que tenga un cierre hermético, resistente a la
corrosión y colocándole una etiqueta que lo identifique claramente incluyendo
la fecha de preparación.
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