Química universitaria — primer año · Bachelor Year 1

27El bloque p I: los grupos del boro, del carbono y del nitrógeno

El aire que respiramos es nitrógeno en sus cuatro quintas partes y, sin embargo, las plantas pasan hambre de él: el enlace triple $\ce{N#N}$ es tan fuerte que casi nada lo rompe. Durante la mayor parte de la historia, el nitrógeno de los cultivos procedió del estiércol, de bacterias que viven en las raíces de las leguminosas y de nitratos extraídos de minas. A comienzos del siglo XX, una reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno sobre un catalizador de hierro cambió esa situación; hoy el mundo fabrica unos 160 millones de toneladas de nitrógeno al año en forma de amoniaco, y aproximadamente la mitad del nitrógeno de un cuerpo humano ha pasado por una planta de amoniaco. Los grupos 13, 14 y 15 contienen los elementos de esa historia — el nitrógeno y el fósforo de los fertilizantes, el carbono y el silicio de la vida y de las rocas, el boro y el aluminio del vidrio y de las aleaciones ligeras. Este capítulo los recorre con las herramientas de los capítulos anteriores.

Lo que ya sabes

Los alótropos del carbono y la estructura del silicio y de la sílice (Capítulo 6); el carácter de los óxidos (Definición 26.4); los números de oxidación y los potenciales estándar (Capítulo 13); los hidróxidos anfóteros (Capítulo 11); las constantes de equilibrio a partir de las energías de Gibbs (Capítulo 7).

Aplicación de un fertilizante nitrogenado en un campo de trigo. La mayor parte se fabricó a partir del nitrógeno del aire por el proceso Haber–Bosch.

27.1 El grupo 13: el boro y el aluminio

El boro es un metaloide que forma compuestos covalentes con el octeto incompleto: en $\ce{BF3}$ y en el ácido bórico $\ce{B(OH)3}$ , el boro tiene seis electrones de valencia y actúa como ácido de Lewis (Capítulo 3). El ácido bórico es un ácido débil, no porque pierda un protón, sino porque acepta un ion hidróxido, $\ce{B(OH)3 + 2H2O <=> B(OH)4- + H3O+}$ . El bórax, un borato de sodio, se usa en el vidrio y en los detergentes.

Definición 27.1 (Oxoácido)

Un oxoácido es un ácido cuyos átomos de hidrógeno ácidos están unidos a átomos de oxígeno, a su vez unidos a un átomo central: $\ce{B(OH)3}$ , $\ce{H2CO3}$ , $\ce{HNO3}$ ( $\ce{HO-NO2}$ ), $\ce{H3PO4}$ ( $\ce{(HO)3PO}$ ), $\ce{H2SO4}$ . Cuantos más átomos de oxígeno sin hidrógeno rodean al átomo central, más fuerte es el ácido.

El aluminio, debajo del boro, es un metal, pero su ion pequeño y muy cargado le da un óxido y un hidróxido anfóteros (Sección 11.5). Su mena es la bauxita, una mezcla de hidróxidos de aluminio con óxidos de hierro y sílice; en 2025 el mundo extrajo unos 440 millones de toneladas de bauxita y refinó a partir de ella unos 150 millones de toneladas de alúmina.

Proposición 27.2 (El proceso Bayer)

El hidróxido de sodio concentrado y caliente disuelve el aluminio de la bauxita como $\ce{Al(OH)4-}$ y deja los óxidos de hierro (lodo rojo); al enfriar y sembrar la disolución filtrada precipita $\ce{Al(OH)3}$ puro, que se calcina a alúmina, $\ce{2Al(OH)3 -> Al2O3 + 3H2O}$ .

Demostración. $\ce{Al(OH)3(s) + OH- <=> Al(OH)4-}$ tiene $K = 10^{-1.23}$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ (Capítulo 11): a $\ce{[OH-]}$ alta, el aluminio está en disolución, mientras que el hidróxido de hierro(III), que no es anfótero, permanece sólido (Ejercicio 11.12). La dilución y el enfriamiento disminuyen $\ce{[OH-]}$ y desplazan el cociente de modo que $Q > K$ para la reacción inversa: el hidróxido precipita. La calcinación elimina el agua. ∎

La alúmina se reduce después a aluminio por electrólisis en criolita fundida, una industria que se estudia en el volumen del segundo año.

De izquierda a derecha: bauxita pisolítica (James St. John, CC BY 2.0); cristales de bórax (Aram Dulyan, dominio público); un racimo de cristales de cuarzo, SiO2 (Stephanie Clifford, CC BY 2.0); fósforo blanco, con un poco de fósforo rojo, guardado bajo agua porque se inflama en el aire (Hi-Res Images of Chemical Elements, CC BY 3.0). Todas de Wikimedia Commons. — De izquierda a derecha: bauxita pisolítica (James St. John, CC BY 2.0); cristales de bórax (Aram Dulyan, dominio público); un racimo de cristales de cuarzo, $\ce{SiO2}$ (Stephanie Clifford, CC BY 2.0); fósforo blanco, con un poco de fósforo rojo, guardado bajo agua porque se inflama en el aire (Hi-Res Images of Chemical Elements, CC BY 3.0). Todas de Wikimedia Commons.

27.2 El grupo 14: el carbono y el silicio

El carbono y el silicio forman los dos cuatro enlaces, pero de manera distinta. El carbono forma enlaces dobles fuertes: el $\ce{CO2}$ es una molécula, $\ce{O=C=O}$ , un gas. El silicio apenas los forma: el $\ce{SiO2}$ es una red covalente de tetraedros $\ce{SiO4}$ que comparten todos sus vértices, un sólido duro, el cuarzo (Capítulo 6). El dióxido de carbono es un óxido ácido, que da ácido carbónico, hidrogenocarbonatos y carbonatos (Capítulo 10); la sílice también es un óxido ácido, atacado por los álcalis fundidos para dar silicatos.

Proposición 27.3 (Unidades de silicato)

Los silicatos están formados por tetraedros $\ce{SiO4}$ ; el número de vértices compartidos con otros tetraedros fija la fórmula del anión: ninguno, $\ce{SiO4^4-}$ (tetraedros aislados); dos, cadenas $(\ce{SiO3})_n^{2n-}$ ; tres, láminas $(\ce{Si2O5})_n^{2n-}$ ; cuatro, el armazón neutro $\ce{SiO2}$ .

Demostración. Un oxígeno compartido pertenece a medias a cada tetraedro. Un tetraedro que comparte $k$ vértices posee $4 - k$ átomos de oxígeno enteros y $k$ a medias: $4 - k/2$ oxígenos por silicio. Cada oxígeno no compartido lleva una carga $-1$ (tiene un solo enlace), y cada uno compartido, ninguna: la carga por silicio es $-(4 - k)$ . $k = 0$ : $\ce{SiO4^4-}$ ; $k = 2$ : $\ce{SiO3^2-}$ por silicio; $k = 3$ : $\ce{SiO_{2.5}^-}$ , es decir, $\ce{Si2O5^2-}$ ; $k = 4$ : $\ce{SiO2}$ . ∎

Unidades de silicato: un tetraedro SiO4 aislado (silicio en gris, oxígeno en rojo) y una cadena en la que cada tetraedro comparte dos átomos de oxígeno con sus vecinos. Las láminas (tres vértices compartidos) forman las micas y las arcillas; un armazón (cuatro), el cuarzo. — Unidades de silicato: un tetraedro $\ce{SiO4}$ aislado (silicio en gris, oxígeno en rojo) y una cadena en la que cada tetraedro comparte dos átomos de oxígeno con sus vecinos. Las láminas (tres vértices compartidos) forman las micas y las arcillas; un armazón (cuatro), el cuarzo.

Definición 27.4 (Efecto del par inerte)

El efecto del par inerte es la estabilidad creciente, al descender por los grupos 13 a 15, del estado de oxidación dos unidades por debajo del máximo del grupo: talio(I) antes que (III), plomo(II) antes que (IV), bismuto(III) antes que (V). El par ns $^2$ de los elementos pesados está fuertemente retenido y apenas participa en el enlace.

Este efecto explica por qué el óxido de plomo(IV) es un oxidante fuerte ( $E^\circ(\ce{PbO2}/\ce{Pb^2+}) = 1.46$ V, Capítulo 13), mientras que el carbono(IV) y el silicio(IV) son los estados estables de sus elementos.

27.3 El grupo 15: el nitrógeno

Proposición 27.5 (La escala del nitrógeno)

El nitrógeno adopta todos los números de oxidación de $-3$ a $+5$ : $\ce{NH3}$ y $\ce{NH4+}$ ( $-$ III), $\ce{N2H4}$ ( $-$ II), $\ce{NH2OH}$ ( $-$ I), $\ce{N2}$ (0), $\ce{N2O}$ ( $+$ I), $\ce{NO}$ ( $+$ II), $\ce{HNO2}$ y $\ce{NO2-}$ ( $+$ III), $\ce{NO2}$ ( $+$ IV), $\ce{HNO3}$ y $\ce{NO3-}$ ( $+$ V).

Demostración. Se aplican las reglas de la Proposición 13.3 a cada fórmula, con H en $+$ I y O en $-$ II: en $\ce{N2H4}$ , $2x + 4 = 0$ ; en $\ce{NO2-}$ , $x - 4 = -1$ ; y así sucesivamente. ∎

Definición 27.6 (Fijación del nitrógeno)

La fijación del nitrógeno es cualquier proceso que convierte el dinitrógeno del aire en un compuesto (amoniaco, nitrato) que los seres vivos o la industria pueden usar: la fijación biológica por bacterias, la fijación por los rayos y la síntesis industrial del amoniaco.

El proceso Haber–Bosch combina nitrógeno e hidrógeno sobre un catalizador de hierro, $\ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3}$ . La reacción está favorecida a temperatura ambiente ( $K = 10^{5.8}$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , a partir de la energía de Gibbs de formación del amoniaco), pero es demasiado lenta; el catalizador solo funciona en caliente, y la elección de la temperatura y la presión que concilia velocidad y rendimiento se hace en el volumen del segundo año. El amoniaco se oxida después a ácido nítrico por el proceso Ostwald.

Del aire al ácido nítrico: la síntesis del amoniaco seguida de las tres etapas del proceso Ostwald.

Método 27.7 (Ajustar ecuaciones industriales encadenadas)

Se ajusta cada etapa: (1) $\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}$ ; (2) $\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$ ; (3) $\ce{3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NO}$ .
Se multiplican las etapas de modo que cada intermedio formado se consuma (el $\ce{NO}$ de la etapa 3 vuelve a la etapa 2).
Se suman: con reciclado completo del NO, la ecuación global es $\ce{NH3 + 2O2 -> HNO3 + H2O}$ , un ácido nítrico por cada amoniaco.
Se usa la ecuación global para los balances de materia, y las etapas para el diseño de cada reactor.

Historia — Fritz Haber

Fritz Haber demostró que el amoniaco podía obtenerse a partir de nitrógeno e hidrógeno a presión sobre un catalizador; Carl Bosch convirtió la reacción de laboratorio en un proceso industrial. Haber recibió el Premio Nobel de Química de 1918. El mismo hombre dirigió el primer uso a gran escala del cloro como arma en la Primera Guerra Mundial: la química que alimenta a media humanidad y la química que mata están separadas por las decisiones de los químicos. (Fotografía: The Nobel Foundation, publicada en 1919, dominio público, Wikimedia Commons.)

27.4 El fósforo y las tendencias a lo largo de los grupos

El fósforo, debajo del nitrógeno, no forma enlaces triples $\ce{P#P}$ : el fósforo blanco está formado por tetraedros $\ce{P4}$ , tensionados y reactivos (se inflama en el aire y se guarda bajo agua); el fósforo rojo es un polímero, mucho menos reactivo. La combustión del fósforo da $\ce{P4O10}$ , el más ácido de los óxidos comunes, que con agua da ácido fosfórico, $\mathrm{p}K_a$ 2.15, 7.21, 12.34 (Capítulo 10). La roca fosfática, de la que se extrajeron unos 250 millones de toneladas en 2025, se transforma con ácido sulfúrico en fertilizantes fosfatados.

Al descender por cada grupo, los elementos se vuelven más metálicos (del boro al talio, del carbono al plomo, del nitrógeno al bismuto), sus óxidos más básicos, y los estados de oxidación más bajos más estables: el efecto del par inerte. A lo largo de un periodo, los óxidos se vuelven más ácidos, desde el $\ce{Na2O}$ básico hasta los óxidos ácidos del fósforo y del azufre.

27.5 Ejercicios

Ejercicio 27.1 ★

Dese el número de oxidación del nitrógeno en $\ce{NH4NO3}$ (los dos átomos), $\ce{N2O5}$ , $\ce{HNO2}$ , $\ce{N2H4}$ y $\ce{Mg3N2}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 27.1.

$\ce{NH4NO3}$ : $-$ III en $\ce{NH4+}$ , $+$ V en $\ce{NO3-}$ . $\ce{N2O5}$ : $+$ V. $\ce{HNO2}$ : $+$ III. $\ce{N2H4}$ : $-$ II. $\ce{Mg3N2}$ : $-$ III.

Ejercicio 27.2 ★

Dibújense las estructuras de Lewis de $\ce{BF3}$ , de $\ce{NH3}$ y del aducto $\ce{F3B-NH3}$ ; identifíquense el ácido y la base de Lewis.

Solución

Solución de Ejercicio 27.2.

$\ce{BF3}$ : boro con tres enlaces y seis electrones, trigonal plana. $\ce{NH3}$ : tres enlaces y un par no enlazante. El par no enlazante del N forma un enlace dativo con el B: $\ce{BF3}$ es el ácido de Lewis, y $\ce{NH3}$ , la base de Lewis; en el aducto, ambos átomos son tetraédricos.

Ejercicio 27.3 ★

Escríbanse las reacciones del $\ce{CO2}$ , del $\ce{SiO2}$ (fundido) y del $\ce{P4O10}$ con el hidróxido de sodio, y las del $\ce{Al2O3}$ con un ácido y con una base.

Solución

Solución de Ejercicio 27.3.

$\ce{CO2 + 2NaOH -> Na2CO3 + H2O}$ ; $\ce{SiO2 + 2NaOH -> Na2SiO3 + H2O}$ ; $\ce{P4O10 + 12NaOH -> 4Na3PO4 + 6H2O}$ ; $\ce{Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O}$ ; $\ce{Al2O3 + 2NaOH + 3H2O -> 2NaAl(OH)4}$ .

Ejercicio 27.4 ★

Calcúlese la constante de equilibrio de $\ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3}$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ a partir de $\Delta_f G^\circ(\ce{NH3}) = -16.45\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 27.4.

$\Delta_r G^\circ = 2 \times (-16.45) = -32.9\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , $\log K = 32.9/5.708 = 5.76$ , $K = 10^{5.76}$ .

Ejercicio 27.5 ★★

Con el recuento de la Proposición 27.3, dese la fórmula de un anillo de seis tetraedros que comparten cada uno dos vértices (como en el berilo) y la de una cadena doble en la que la mitad de los tetraedros comparten dos vértices y la otra mitad, tres.

Solución

Solución de Ejercicio 27.5.

Anillo de seis unidades $\ce{SiO3^2-}$ : $\ce{Si6O18^12-}$ . Cadena doble, por cada cuatro silicios: dos con dos vértices compartidos (3 O, carga $-2$ cada uno) y dos con tres ( $2.5$ O, carga $-1$ cada uno): $\ce{Si4O11^6-}$ .

Ejercicio 27.6 ★★

Calcúlese la masa de alúmina obtenida a partir de una tonelada de bauxita que contiene un $55\,\%$ en masa de $\ce{Al(OH)3}$ , con una recuperación del $92\,\%$ .

Solución

Solución de Ejercicio 27.6.

$550\,\mathrm{kg}$ de $\ce{Al(OH)3}$ son $550/78.0 = 7.05\,\mathrm{kmol}$ , que dan $3.53\,\mathrm{kmol}$ de $\ce{Al2O3}$ , $360\,\mathrm{kg}$ ; al $92\,\%$ : $331\,\mathrm{kg}$ .

Ejercicio 27.7 ★★

Demuéstrese que el ácido bórico es un ácido de Lewis y no de Brønsted, y explíquese por qué su disolución es, sin embargo, ácida.

Solución

Solución de Ejercicio 27.7.

El boro tiene un orbital vacío y acepta el par no enlazante de un ion hidróxido tomado del agua: $\ce{B(OH)3 + 2H2O <=> B(OH)4- + H3O+}$ . El protón liberado procede de una molécula de agua, no del ácido bórico.

Ejercicio 27.8 ★★

Ajústese con los números de oxidación la oxidación del amoniaco a $\ce{NO}$ , y dese el número de electrones intercambiados por cada $\ce{NH3}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 27.8.

El N pasa de $-$ III a $+$ II, cinco electrones por cada $\ce{NH3}$ ; cada $\ce{O2}$ toma cuatro. $4 \times 5 = 5 \times 4$ : $\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}$ .

Ejercicio 27.9 ★★

El nitrato de amonio se fabrica a partir de amoniaco y ácido nítrico. Escríbase la reacción y calcúlese la masa de amoniaco necesaria (tanto para el ácido nítrico como para la neutralización) por tonelada de nitrato de amonio.

Solución

Solución de Ejercicio 27.9.

$\ce{NH3 + HNO3 -> NH4NO3}$ . Una tonelada son $10^6/80.0 = 1.25 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ ; $1.25 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ de amoniaco para neutralizar y $1.25 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ para fabricar el ácido nítrico: $2.50 \times 10^4 \times 17.0 = 425\,\mathrm{kg}$ .

Ejercicio 27.10 ★★★

Explíquese por qué el nitrógeno es un gas diatómico y el fósforo un sólido de moléculas $\ce{P4}$ , y por qué el dióxido de carbono es un gas y la sílice un sólido, a partir de la fuerza de los enlaces $\pi$ entre átomos del segundo y del tercer periodo.

Solución

Solución de Ejercicio 27.10.

Los átomos del segundo periodo son pequeños: sus orbitales p se solapan bien lateralmente y forman enlaces $\pi$ fuertes, de modo que $\ce{N#N}$ y $\ce{O=C=O}$ son moléculas pequeñas y estables. Los átomos del tercer periodo son más grandes; su solapamiento $\pi$ es pobre, y prefieren más enlaces sencillos: los tetraedros $\ce{P4}$ , la red de $\ce{SiO4}$ .

Ejercicio 27.11 ★★★

Demuéstrese con los potenciales estándar que el óxido de plomo(IV) oxida los iones cloruro a cloro en medio ácido, mientras que el óxido de silicio(IV) no hace nada parecido. Relaciónese con el efecto del par inerte.

Solución

Solución de Ejercicio 27.11.

$E^\circ(\ce{PbO2}/\ce{Pb^2+}) = 1.46 > E^\circ(\ce{Cl2}/\ce{Cl-}) = 1.36$ V: $\ce{PbO2 + 4H+ + 2Cl- -> Pb^2+ + Cl2 + 2H2O}$ . El plomo(IV) es inestable frente al plomo(II) (par inerte); el silicio(II) no es un estado estable, y el $\ce{SiO2}$ no es un oxidante.

Ejercicio 27.12 ★★★

El mundo produjo unos 160 millones de toneladas de nitrógeno en forma de amoniaco en 2025. ¿Qué masa de amoniaco representa, y qué masa de hidrógeno contenía? ¿De dónde procede sobre todo ese hidrógeno?

Solución

Solución de Ejercicio 27.12.

$160 \times 17.0/14.0 = 194\,\mathrm{Mt}$ de amoniaco, que contienen $194 \times 3.0/17.0 = 34\,\mathrm{Mt}$ de hidrógeno, obtenido sobre todo del gas natural (metano y vapor de agua).

27.6 Problema: del aire al fertilizante

Problema 27.1

Problema de fin de semana — el enlace triple del nitrógeno, la síntesis del amoniaco, las tres etapas de la fabricación del ácido nítrico, el nitrato de amonio, y la masa de ácido nítrico que puede obtenerse de una tonelada de amoniaco

Una planta de fertilizantes convierte el amoniaco en ácido nítrico y en nitrato de amonio. Masas molares ( $\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ): $\ce{N2}$ 28.0, $\ce{H2}$ 2.0, $\ce{NH3}$ 17.0, $\ce{HNO3}$ 63.0, $\ce{NH4NO3}$ 80.0, $\ce{O2}$ 32.0; $\Delta_f G^\circ(\ce{NH3(g)}) = -16.45\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Parte I — El nitrógeno.

Dibújese la estructura de Lewis del $\ce{N2}$ y dígase por qué es poco reactivo.
Dese el número de oxidación del N en $\ce{N2}$ , $\ce{NH3}$ , $\ce{NO}$ , $\ce{NO2}$ , $\ce{HNO3}$ y $\ce{NH4NO3}$ .
Nómbrense tres formas, naturales o industriales, de fijar el nitrógeno.
¿Por qué las plantas no pueden usar directamente el $\ce{N2}$ ?
¿Qué elemento se oxida y cuál se reduce en la síntesis del amoniaco?
Escríbase la síntesis del amoniaco.

Parte II — El amoniaco.

Calcúlese la constante de equilibrio de la síntesis a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .
¿Por qué se lleva a cabo, sin embargo, la síntesis en caliente y sobre un catalizador?
Calcúlense las masas de $\ce{N2}$ y de $\ce{H2}$ para una tonelada de amoniaco.
¿Qué volumen de aire ( $78\,\%$ de $\ce{N2}$ en volumen, gas ideal, $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $1\,\mathrm{bar}$ ) contiene ese nitrógeno?
¿De dónde procede el hidrógeno?
¿Por qué en algunos países se usa el propio amoniaco como fertilizante, y por qué a menudo se transforma antes?

Parte III — El ácido nítrico.

Ajústese la etapa 1, $\ce{NH3 + O2 -> NO + H2O}$ , con los números de oxidación.
Ajústese la etapa 2, $\ce{NO + O2 -> NO2}$ .
Ajústese la etapa 3, $\ce{NO2 + H2O -> HNO3 + NO}$ . ¿Qué tipo de reacción redox es?
Combínense las etapas, con reciclado completo del NO, en la ecuación global.
Calcúlese la masa de oxígeno consumida por tonelada de amoniaco.
¿Por qué se usa una malla de platino–rodio en la etapa 1?

Parte IV — El nitrato de amonio y los balances de materia.

Escríbase la formación del nitrato de amonio.
¿Qué fracción del amoniaco debe transformarse en ácido nítrico para fabricar solo nitrato de amonio?
Calcúlese la masa de nitrato de amonio obtenida de una tonelada de amoniaco repartida de ese modo.
¿Qué porcentaje de nitrógeno contiene el nitrato de amonio?
¿Por qué debe almacenarse el nitrato de amonio lejos de los combustibles y del calor?
Calcúlese la masa de ácido nítrico que puede obtenerse de una tonelada de amoniaco (conversión completa).

Solución

Solución de Problema 27.1.

1. :N $\equiv$ N: — un enlace triple, muy fuerte y sin polaridad. 2. 0, $-$ III, $+$ II, $+$ IV, $+$ V, y $-$ III/ $+$ V en $\ce{NH4NO3}$ . 3. Las bacterias de las raíces de las leguminosas, los rayos y el proceso Haber–Bosch. 4. Romper el enlace triple requiere un catalizador que las plantas no tienen; las bacterias con la enzima nitrogenasa, sí. 5. El nitrógeno se reduce (de 0 a $-$ III), y el hidrógeno se oxida (de 0 a $+$ I). 6. $\ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3}$ . 7. $K = 10^{2 \times 16.45/5.708} = 10^{5.76}$ . 8. A $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ la reacción es demasiado lenta; el catalizador solo funciona en caliente, y las condiciones son un compromiso que se discute en el volumen del segundo año. 9. $58.8\,\mathrm{kmol}$ de amoniaco: $29.41\,\mathrm{kmol}$ de $\ce{N2}$ , $824\,\mathrm{kg}$ ; $88.2\,\mathrm{kmol}$ de $\ce{H2}$ , $176\,\mathrm{kg}$ . 10. $V(\ce{N2}) = 29.4 \times 10^3 \times 8.314 \times 298.15/10^5 = 729\,\mathrm{m}^{3}$ ; aire, $729/0.78 = 935\,\mathrm{m}^{3}$ . 11. Del gas natural (reformado del metano con vapor), con $\ce{CO2}$ como subproducto. 12. Inyectado en el suelo es un fertilizante barato, pero es un gas tóxico; los sólidos (urea, nitrato de amonio) son más fáciles de almacenar y de esparcir. 13. N: $-$ III $\to$ $+$ II (5 electrones); O: 0 $\to$ $-$ II (4 por $\ce{O2}$ ): $\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}$ . 14. $\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$ . 15. $\ce{3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NO}$ : una dismutación (N de $+$ IV a $+$ V y a $+$ II). 16. $\ce{NH3 + 2O2 -> HNO3 + H2O}$ . 17. $2 \times 58.8 \times 32.0 = 3.76\,\mathrm{t}$ . 18. Hace la oxidación rápida y selectiva hacia el NO, en lugar del $\ce{N2}$ , más estable. 19. $\ce{NH3 + HNO3 -> NH4NO3}$ . 20. La mitad. 21. $29.4\,\mathrm{kmol}$ de $\ce{NH4NO3}$ , $2.35\,\mathrm{t}$ . 22. $28.0/80.0 = 35\,\%$ . 23. Contiene un oxidante (el nitrato) y un reductor (el amonio) en el mismo cristal: calentado o mezclado con combustibles, puede descomponerse de forma explosiva. 24. $58.8 \times 63.0 =$ $3.7\,\mathrm{t}$ de ácido nítrico por tonelada de amoniaco.

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