Química - procesos químicos

La licuefacción directa del carbón, también conocida como proceso Pott-Broche, es un proceso químico que convierte el carbón directamente en una mezcla de hidrocarburos líquidos denominada "crudo sintético". Aunque existen muchas variantes del proceso, todas coinciden en que primero se disuelve el carbón en un disolvente a alta presión y temperatura y luego se añade hidrógeno para realizar un hidrocraqueo en presencia de un catalizador. El producto obtenido es un crudo sintético que a continuación hay que refinar, consumiendo más hidrógeno.

No debe confundirse con la "licuefacción indirecta", que consiste en generar primero gas de síntesis que luego es convertido en hidrocarburos líquidos mediante una reacción de Fischer-Tropsch.

Comparación de la licuefacción directa y la licuefacción indirecta

• La licuefacción directa presume de poder alcanzar mayor rendimiento energético (67% para el proceso LSE) que la vía indirecta (poco más de 50% para Sasol).
• Sin embargo, cuando se calcula el rendimiento incluyendo la combustión de los productos en motores, se observa que ambos procesos quedan más o menos igualados, al ser de mayor calidad los combustibles Fischer-Tropsch.
• La licuefacción indirecta ha sido operada industrialmente por Sasol desde los años 1950 hasta la actualidad. Por el contrario, la directa no tiene ningún ejemplo actual de planta industrial, datando la más reciente de los años 1940.
• Los productos de la licuefacción directa son altamente aromáticos, lo cual los hace poco adaptados a las especificaciones actuales de los combustibles de automoción. El gasoil de la vía indirecta, por el contrario, tiene la ventaja de ser altamente parafínico y por tanto tener un alto índice de cetano. La gasolina Fischer-Tropsch, por su parte, es olefínica y ello la hace también poco adecuada para los motores, limitando su aplicación a la industria petroquímica.
• Tanto los productos de la licuefacción directa como los de Fischer-Tropsch requieren una etapa de hidrotratamiento para aumentar su calidad a niveles comercializables. En la licuefacción directa el consumo de hidrógeno es mucho mayor y la calidad de los productos obtenidos es menor.
• La gasificación permite separar fácilmente una gran parte del CO₂ generado, Ello podría teóricamente hacer posible su captura y secuestro a largo plazo, haciendo compatible este proceso con el Protocolo de Kioto para la reducción de emisiones de gases a efecto invernadero. La licuefacción directa no permite el secuestro de CO₂ ni siquiera en teoría.

Historia

El primero en patentar la licuefacción directa del carbón fue el alemán Bergius en 1913. Este proceso pionero, que no incluía ni hidrógeno ni catalizador, fue industrializado en los años 1920 en Alemania y en los años 1930 en el Reino Unido. Durante la Segunda Guerra Mundial experimentó un gran auge, llegando en 1944 a ser responsable, junto con la vía de la licuefacción indirecta, de la mayor parte del suministro de combustible a las fuerzas armadas alemanas.

Tras el final de la guerra, las plantas que no habían sido destruidas por los bombardeos aliados fueron desmanteladas debido a la llegada masiva al mercado de petróleo barato de Oriente Medio. Desde entonces hasta la actualidad se ha realizado un gran trabajo de investigación y desarrollo, siendo el mayor exponente la incorporación del hidrocraqueo catalítico al proceso. Sin embargo, ninguna nueva planta industrial de licuefacción directa ha visto la luz hasta hoy (2006).

Para 2008 se prevé el arranque de la planta de licuefacción directa de Shenhua en Mongolia Interior (China), cuya capacidad anunciada es de un millón de toneladas / año de productos finales (gasoil, gasolina y GPL).

Liquidificación, a pesar de no estar incluido en el diccionario de la RAE,¹ se está utilizando en el léxico coloquial, para designar la técnica por la cual, una materia en estado sólido se transforma al estado líquido. La técnica, conocida en inglés como "Resomation", se realiza en una cámara de cremación en la que se sumerge el cuerpo, que a su vez se coloca en un ataúd de seda, lana o cuero, en agua mezclada con hidróxido de potasio a una temperatura de 180 °C, para obtener así una pila de cenizas, similares al proceso decremación. La diferencia es que la descomposición ocurre en cuestión de 2 ó 3 horas, mientras que de forma natural el proceso puede durar hasta 20 años; y en relación a la cremación, su beneficio es, que es más silencioso y menos contaminante al medio ambiente pues su huella de carbono es mucho menor ya que utiliza 8 veces menos energía.

La hidrólisis puede ser catalizada por enzimas, sales de metales, ácidos o bases. Las bases son típicamente soluciones acuosas de hidróxidos de metales alcalinos tales como hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido de potasio (KOH). Con el calentamiento de los componentes se acelera drásticamente la hidrólisis. Al igual que las proteínas, ácidos nucleicos, carbohidratos y lípidos poliméricos, fueron hechas por los organismos a través de la condensación de bloques de construcción, por lo que se les puede despolimerizar, o deshacer, por hidrólisis. 

Para formar péptidos y proteínas, los aminoácidos se unem el uno al otro en un enlace peptídico en el que el grupo carboxilo de un aminoácido se condensa con el grupo amino de otro aminoácido con la eliminación de agua. Todos los polipéptidos están formados, principalmente, por carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, junto con cantidades más pequeñas de otros elementos, principalmente de azufre y fósforo. La hidrólisis invierte la condensación de los aminoácidos en las proteínas por la ruptura, en medio ácido o alcalino-catalizada, de los enlaces peptídicos y la adición de agua. El hidróxido de potasio o mezclas de hidróxido de potasio e hidróxido de sodio son las soluciones alcalinas preferidas debido a la inestabilidad de las soluciones de concentrado (50%) del stock de soluciones de NaOH a temperaturas por debajo 20 °C. Todas las proteínas, independientemente de su origen, son destruidos por la hidrólisis alcalina.

Un agente oxidante o comburente es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o dereducción-oxidación. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce.

Básicamente:

• El oxidante se reduce, gana electrones.
• El reductor se oxida, pierde electrones.
• Todos los componentes de la reacción tienen un número de oxidación.
• En estas reacciones se da un intercambio de electrones.

Ejemplo de reacción redox

La formación del óxido de hierro es una clásica reacción redox:

En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:

1. Semirreacción de oxidación: 
2. Semirreacción de reducción: 

El hierro (II) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del metal.

Significados alternativos

Debido a que la reacción de oxidación está tan extendida (explosivos, síntesis química, corrosión), el término oxidante ha pasado a adquirir múltiples significados.

En una definición, el oxidante recibe electrones de un reactivo. En este contexto, el oxidante se denomina aceptor de electrones. Un oxidante clásico es el ionferrocenio [Fe(C₅H₅)₂]⁺, el cual puede aceptar un electrón y transformarse en ferroceno Fe(C₅H₅)₂. El mecanismo de transferencia electrónica es de gran interés, y puede ser descrito como de esfera interna o externa.

En otra acepción más coloquial, el oxidante transfiere átomos de oxígeno al sustrato. En este contexto, el oxidante puede ser descrito como un agente oxigenante o un agente de transferencia de átomos de oxígeno. Algunos ejemplos son el anión permanganato MnO₄^-, el cromato CrO₄^- y el tetróxido de osmio, OsO₄. Nótese que todos estos compuestos son óxidos, más concretamente polióxidos. En algunos casos, estos óxidos pueden utilizarse como aceptores de electrones, como en la reacción de conversión de permanganato MnO₄^- a manganato MnO₄^2-.

Oxidante en la combustión

En la combustión, al oxidante también se le llama comburente. Un comburente es cualquier sustancia que en ciertas condiciones de temperatura y presión puede combinarse con un combustible, provocando así una combustión. Actúa oxidando al combustible y por lo tanto siendo reducido por este último.

El comburente por antonomasia es el oxígeno atmosférico, que se encuentra normalmente en el aire con una concentración porcentual en volumen aproximada del 21%. Todos los comburentes tienen en su composición oxígeno disponible, ya sea en forma de oxígeno molecular, como se ha dicho, o bien como oxígeno que ceden al momento de la combustión.

Para que se produzca la combustión es necesaria la presencia de una proporción mínima de oxígeno, que por regla general va de un 15% hasta, en casos extremos, un 5%.

En situaciones en donde no hay oxígeno atmosférico, o en donde se desea una combustión muy fuerte y energética, se puede usar oxígeno gaseoso o líquido, como es en el caso de los cohetes usados en los transbordadores espaciales, o bien diversos tipos de comburentes compuestos. Por ejemplo, en la combustión de la pólvoradentro de un cartucho, el oxígeno es aportado por una sal de un oxiácido, como el nitrato de potasio o el clorato de potasio.

El término «comburente» se usa por extensión a cualquier medio en el que es posible la ignición o combustión,^{[cita requerida]} siendo uno de los lados del diagrama de Ostwald.

Agentes oxidantes comunes

• Hipoclorito y otros hipohalitos como las lejías.
• Yodo y otros halógenos.
• Clorito, clorato, perclorato y compuestos halógenos análogos.
• Sales de permanganato, como el permanganato de potasio.
• Compuestos relacionados con el Cerio (IV).
• Compuestos cromados hexavalentes, como el ácido crómico, el ácido dicrómico y el trióxido de cromo, clorocromato de piridinio (PCC) y cromatos/dicromatos.
• Peróxidos, como el peróxido de hidrógeno (H₂O₂) o agua oxigenada.
• Reactivo de Tollens
• Sulfóxidos
• Ácido persulfúrico
• Ozono
• Tetróxido de osmio OsO₄
• Dióxido de plomo PbO₂

Agentes oxidantes y sus productos de oxidación

Agente	Producto
O2 oxígeno	Varios, incluyendo óxidos, H2O, ó CO2
O3 ozono	Varios, incluyendo cetonas y aldehídos, ver ozonólisis
F2 flúor	F–
Cl2 cloro	Cl–
Br2 bromo	Br–
I2 yodo	I–
ClO– hipoclorito	Cl–
ClO3– clorato	Cl–
HNO3 ácido nítrico	NO óxido nítrico, NO2 dióxido de nitrógeno
Cromo hexavalente	Cr3+
MnO4– permanganato	Mn2+ (ácido) or MnO2 (básico)
H2O2, otros peróxidos	Varios, incluyendo óxidos como el H2O

Existen muchísimos más oxidantes.

Agentes Oxidantes Si un reactivo en una reacción contribuye con oxígeno, extrae hidrógeno, o extrae electrones, se dice que es un agente oxidante. Por supuesto, este agente queda reducido en el proceso. Dado que la oxidación y la reducciónson procesos simétricos, siempre se producen juntos, siempre hay un agente oxidante y un agente reductor en la reacción. Dado que ambos están siempre presentes, ¿por qué molestarse con esta terminología?. Si el fin deseado es la oxidación de una sustancia, entonces, es útil encontrar un agente que logre fácilmente la oxidación. Los agentes oxidantes útiles son blanqueantes y antisépticos. No tan útil es la acción del oxígeno en el aire en la corrosión de los metales por oxidación. Las intensidades relativas de los agentes oxidantes se pueden deducir de suspotenciales de electrodo estándar. Los agentes oxidantes más fuertes se muestran en la tabla de electrodos estándar. Cátodo (reducción) Semirreacción Potencial estándar E° (voltios) MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- -> Mn2+(aq) + 4H2O(l) 1,49 H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- -> 2H2O(l) 1,78 Co3+(aq) + e- -> Co2+(aq) 1,82 S2O82-(aq) + 2e- -> 2SO42-(aq) 2,01 O3(g) + 2H+(aq) + 2e- -> O2(g) + H2O(l) 2,07 F2(g) + 2e- -> 2F-(aq) 2,87 El flúor, que tiene el mayor valor positivo de potencial de electrodo, es el agente oxidante más fuerte.

Índice Conceptos de Oxidación/ Reducción Referencia Hill & Kolb Cap. 8

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Agentes Reductores Si un reactivo en una reacción elimina oxígeno, contribuye con hidrógeno o contribuye con electrones, se dice que es un agente reductor. Por supuesto, este agente se oxida en el proceso. Dado que la oxidación y la reducciónson procesos simétricos que se producen siempre juntos, siempre hay unagente oxidante y un agente reductor en la reacción. Dado que ambos están siempre presentes, ¿por qué molestarse con esta terminología?. Si el fin deseado es la reducción de una sustancia, entonces, es útil encontrar un agente que logre fácilmente la reducción. El gas hidrógeno es un agente reductor muy útil, que se usa en el aislamiento de los metales puros por reducción. Por ejemplo, el metal de cobre se puede obtener por reducción, en la reacción CuO + H2 -> Cu + H2O El hecho de que el hidrógeno se oxida en el proceso, es incidental, - el hidrógeno ha realizado una tarea muy valiosa como agente reductor -. Importantes tareas se llevan a cabo mediante agentes reductores, como los reveladores fotográficos y los antioxidantes. Y en la fotosíntesis, los agentes reductores logran una tarea que es esencial para nuestra supervivencia. Las intensidades relativas de los agentes reductores se pueden deducir de sus potenciales de electrodo estándar. Los agentes reductores más fuertes se muestran en la tabla de electrodos estándar. Cátodo (reducción) Semirreacción Potencial estándar E° (voltios) Li+(aq) + e- -> Li(s) -3,04 K+(aq) + e- -> K(s) -2,92 Ca2+(aq) + 2e- -> Ca(s) -2,76 Na+(aq) + e- -> Na(s) -2,71 Mg2+(aq) + 2e- -> Mg(s) -2,38 El litio, que tiene el valor negativo más grande de potencial de electrodo, es el agente reductor más fuerte. Por convención, los potenciales de electrodo estándar son potenciales de reducción, o de su tendencia a reducirse. Por ese convenio, los agentes reductores fuertes tendrán grandes potenciales negativos.