En el área agrícola, el empleo de ácido nítrico se ha convertido en un elemento importante en la actualidad. Su uso va más allá del aporte nítrico debido a que se ha descubierto que gracias a su capacidad de acidificar, puede ejercer labores de limpieza en las tuberías de riego (1).
El uso de ácido nítrico y ácido fosfórico se ha conocido por años en el área agrícola gracias a sus efectos y aportes fertilizantes en las plantas (2). Mayormente se emplea para acidificar y aumentar la solubilidad en los tanques de fertirrigación.
Uso del Ácido Nítrico en la Agricultura y en la Química » Beneficios. Foto por Envato.
De igual forma se emplea para limpiar las tuberías de los acumulados de carbonatos y calizas que generalmente obstruyen las vías, impidiendo la circulación del agua en los goteros.
El ácido nítrico es un potente componente químico y ácido que con el tiempo y con exposición a la luz se va descomponiendo lentamente. Es por lo que para su conservación, se recomienda el uso de garrafas o envases adecuados que eviten el contacto con la luz (3).
Origen del ácido nítrico
El origen de este componente químico se da gracias a la preparación que se obtuvo en 1648 a partir del fertilizante denominado nitrato potásico. Con el tiempo, para el año de 1783, fue que se logró descubrir la metodología para obtenerlo así como su fórmula tanto física como química (4).
Durante sus inicios, el ácido nítrico era conocido como agua fuerte. Actualmente se le conoce como el segundo ácido más importante y más usado a nivel mundial. En el área industrial ocupa el segundo lugar después del ácido sulfúrico y en el área agrícola está de segundo lugar después del ácido fosfórico (2).
¿Cómo obtenemos el ácido nítrico?
El ácido nítrico se adquiere gracias a la combinación de pentóxido de nitrógeno y agua. Condensar ácido nítrico puro significa generalmente el proceso de destilación del ácido sulfúrico, esto es gracias a que el ácido forma junto con el agua, un azeotropo con una composición aproximada de 32% de agua y 68% de ácido nítrico (5).
Las soluciones de uso comercial generalmente contienen entre 52% y un 68% de este componente químico. En caso de que la solución contenga más de un 86% de ácido nítrico se le denomina ácido nítrico fumante y existen 2, blanco y rojo.
El ácido nítrico blanco fumante se suele llamar 100% debido a que no posee casi agua (por debajo de 1%) según indica el proceso.
A nivel industrial se produce por medio de la síntesis de oxígeno y amoniaco. Ambos elementos se encuentran relacionado en un reactor de proporciones inmensas frente a la presencia de un catalizador de metálico. Como respuesta a las altas temperaturas a las que se expone que oscilan entre 700 y 900°C, se trabajan con metales que mantengan intactas sus propiedades físicas bajo estos niveles, por lo que el más apropiado en estos casos, es el platino, en combinación con rodio, aportando de esta forma mas rigidez (5).
Usos del ácido nítrico
El ácido nítrico juega un papel importante sus usos los encontramos en la producción de colorantes, medicamentos, perfumes, etc. En este sentido, debemos destacar que participa activamente en la fabricación de diversos nitratos, tales como el nitrato de calcio, nitrato de plata y el nitrato de amonio(6).
Actúa en el proceso de la producción de ácido sulfúrico en la cámara de plomo y su vez se utiliza para el tratamiento y de purificación de algunos metales nobles tales como el oro, la plata y el platino, etc(7). El HNO3 es empleado para el grabado de diseños, especialmente en metales así como en aleaciones como el latón, bronce, entre otros.
Composición química
El ácido nítrico posee grandes propiedades como oxidante, algunas de sus reacciones pueden ser graves e incluso, explosivas(8). Es una sustancia fuerte, al ser disuelto en el agua, se disocia por completo.
Su composición es la siguiente:
NaNO3 + H2SO4 + HNO3
Esta reacción puede ser irreversible a temperatura ambiente, pero si le aportamos calor a la reacción, el ácido nítrico automáticamente se evapora y se desbalancea desplazándose hacia la derecha(9). Los vapores son condensados a través del agua fría, y agrupados en recipientes de materiales resistentes al ácido.
Uso del ácido nítrico en la agricultura
A pesar de que se conoce por ser el segundo ácido más empleado en la agricultura, su uso es restringido, ya que a pesar de aportar beneficios, no deja de ser un ácido toxico y corrosivo que puede causar efectos en la salud.
En este sentido, se ha evaluado en muchas oportunidades el hecho de vender este químico tan concentrado. En algunos casos se ha llegado a distribuir hasta en un 58% de concentración. Por lo que se ha estudiado la posibilidad de vender este componente químico a mitad de concentración, claro está, no será tan eficiente, sin embargo será menos toxico.
La capacidad corrosiva de este ácido, es uno de los elementos que lo caracteriza. Su toxicidad genera daños al contacto tanto de forma cutánea como respiratoria. La afección al tejido blanco de las vías respiratorias y el tracto digestivo, son unas de las consecuencias(10).
Formas de uso en la agricultura
Principalmente el ácido nítrico se emplea para acidificar la solución madre fertilizante. En este sentido, cuando se baja el pH a un rango de 1 o inferior a 1, la solución resultante combinada con agua, recorrerá las tuberías con un pH que se ubicará en una escala de 5 y 6, ideal para la fertirrigación correcta y solubilidad de todos los elementos que se haya en el suelo.
Cuando se trabaja con soluciones fertilizantes es indispensable que a la salida del gotero, el pH resultante de la combinación de abono más agua, se ubique entre 5,5 y 6,5. Estudios han demostrado que este es el rango ideal para la solubilidad de la mayor cantidad de nutrientes que va directo a las raíces de las plantas (11).
Es importante resaltar que, para este tipo de trabajo, se debe contar con un medidor de pH, ya que las medidas deben ser las correctas, de lo contrario, se corre el riesgo de perjudicar la cosecha.
Referencias
- Lindsay, W. L. (2001). Chemical equilibria in soils. John Wiley & Sons.
- Marschner, H. (2011). Marschner’s mineral nutrition of higher plants. Academic Press.
- Greenwood, N. N., & Earnshaw, A. (2012). Chemistry of the elements. Elsevier.
- Partington, J. R. (2013). A history of chemistry. Macmillan International Higher Education.
- Holleman, A. F., & Wiberg, E. (2001). Inorganic chemistry. Academic Press.
- (6) Brown, T. E., LeMay, H. E., Bursten, B. E., & Murphy, C. J. (2017). Chemistry: The Central Science. Pearson.
- (7) Greenwood, N. N., & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann.
- (8) Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Physical Chemistry for the Life Sciences. Oxford University Press.
- (9) Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill.
- (10) Emsley, J. (2011). Nature’s Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford University Press.
- (11) Marschner, H. (2012). Mineral nutrition of higher plants (3rd ed.). Academic Press.
