Química

Nitratos

Publicado por Ángeles Méndez

Los nitratos son sales (o también ésteres), procedentes del ácido nítrico. Se conocen la mayoría de los nitratos de todos los metales en los estados de oxidación más comunes. Podemos destacar que casi todos son solubles en agua, por lo que se tiende a utilizarlos siempre que necesitemos una solución de cationes. A pesar de que el ácido nítrico es un ácido fuertemente oxidante, al ion nitrato incoloro, no le ocurre lo mismo cuando se encuentra en condiciones normales. Por lo cual, existe la posibilidad de poder conseguir nitratos de metales es los estados de oxidación mas bajos, como por ejemplo es el caso del hierro (II).

Ácido perclórico e ión perclorato

Los nitratos tienen en su composición el anión NO3^-. Cuando el nitrógeno se encuentra en el estado de oxidación +5, éste se encuentra en un triángulo que está formado por tres oxígenos.

El amonio es el nitrato más importante, es de hecho, el producto químico que representa el principal uso del ácido nítrico. Anualmente se produce alrededor de 1.5 x 10^7 toneladas. El nitrato de amonio se consigue a través de una simple reacción entre el amoniaco y el ácido nítrico:

NH3(g) + HNO3 (ac) → NH4NO3 (ac)

El nitrato de amonio es una fuente de fertilizante nitrogenado, pero su manejo debe hacerse con atención. A temperaturas bajas, dicho compuesto se descompone en óxido de dinitrógeno, pero cuando hablamos de altas temperaturas, tiene lugar una descomposición de tipo explosiva a dinitrógeno, dioxígeno y también vapor de agua, como se refleja a continuación:

2 NH4NO3 (s) → 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g) (reacción realizada en presencia de una fuente de calor que eleve la temperatura).

Otro tipo de nitratos se descomponen por diferentes rutas al calentarse. El nitrato de sodio, por ejemplo, se funde, pero cuando se calienta de manera fuerte, se consiguen desprender burbujas de oxígeno gas, con lo que se obtiene nitrito de sodio:

2 NaNO3 (l) → 2 NaNO2 (s) + O2 (g)

Los demás de los nitratos de tipo metálico dan óxido metálico, oxígeno y dióxido de nitrógeno. Por ejemplo, cuando calentamos cristales azules de nitrato de cobre (II) heptahidratado, primeramente se obtiene un líquido verdoso, y en cuanto el agua de la hidratación se va desprendiendo, se consigue disolver el nitrato de cobre (II). Al seguir calentando el agua, ésta hierve y se evapora, así el sólido verde inicia a desprender dióxigeno y distinto de vapores de dióxido de nitrógeno. Queda un residuo de color negro que es óxido de cobre (II):

2 Cu (NO3)2 (s) → 2 CuO (s) + 4 NO2 (g) + O2 (g)

Ya sean los nitratos o los nitritos, son reducidos a amoniaco en solución básica con el zinc o con una aleación conocida como Devarda, que es una combinación de aluminio, con zinc y cobre). Es una reacción que contribuye a las pruebas de identificación para los nitratos o nitritos. El amoniaco es fácilmente detectable por su característico olor, o también se puede detectar con un papel tornasol de color rojo, el cual cambiará a color azul.

En cuanto a aplicaciones, el nitrato de potasio es uno de los componentes principales de la pólvora negra. Su poder oxidante es aprovechado para poder transformar el carbono y el azufre que se encuentran presentes en los óxidos. La energía que se libera en dicho proceso, sirve para calentar gases, expandiéndose de manera explosiva.

Otro nitrato, el de plata, es un importante precursor de los haluros de plata, usados en la industria de la fotografía.

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