Ácido clorhídrico

Molécula de ácido clorhídrico (HCl).

Frasco conteniendo ácido clorhídrico (HCl).

Nombre ()IUPAC sistemático

Cloruro de hidrógeno

General

Otros nombres

Fórmula molecular

Identificadores

Número CAS

Propiedades físicas

Apariencia

Densidad

Masa molar

Punto de fusión

Punto de ebullición

Viscosidad

Propiedades químicas

Acidez

Termoquímica

ΔfH 0 gas

ΔfH0líquido

S 0 gas, 1 bar

Peligrosidad

NFPA 704

Riesgos

Ingestión

Inhalación

Piel

Ojos

Compuestos relacionados

Ácidos relacionados

Valores en el SI y en condiciones estándar

(25 °C y 1 atm), salvo que se indique

El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico (por su extracción a partir de sal marina en América), agua fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución de HCl 0,1 M da un pH de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar a un ser humano, en un litro de agua. Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la microbiota gastrointestinal, además de la destrucción de los tejidos gastrointestinales).

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.

El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.

El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula es H2S O 4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.

Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

La molécula presenta una estructura piramidal, con el átomo de azufre en el centro y los cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución, estos hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el anión sulfato.

Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de calor.

Ácido sulfúrico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

General

Otros nombres Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno

Aceite de vitriolo

Licor de vitriolo

Espíritu de vitriolo

Fórmula estructural

Fórmula molecular H2SO4

Identificadores

Número CAS 7664-93-91

Número RTECS WS5600000

ChEBI 26836

ChemSpider 1086

PubChem 1118

Propiedades físicas

Estado de agregación Líquido

Apariencia Líquido aceitoso incoloro

Densidad 1800 kg/m 3 ; 1.8 g/cm 3

Masa molar 98,08 g/mol

Punto de fusión 283 K (10 °C)

Punto de ebullición 610 K (337 °C)

Propiedades químicas

Acidez −3; 1.99 pKa

Solubilidad en agua Miscible

Termoquímica

ΔfH0líquido -814 kJ/mol

Peligrosidad

NFPA 704

032

COR

Valores en el SI y en condiciones estándar

El hidróxido de sodio (Na OH ) o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica o sosa cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además, se utiliza en la industria petrolera en la elaboración de lodos de perforación base agua. A nivel doméstico, son reconocidas sus utilidades para desbloquear tuberías de desagües de cocinas y baños, entre otros.

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe la humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

Índice [ocultar]

•1 Usos

•2 Véase también

•3 Referencias

•4 Enlaces externos

Usos[editar]

El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos. También se usa como removedor de pintura y por los ebanistas para quitar pintura vieja de muebles de madera.

También es importante su uso en la obtención de aluminio a partir de bauxita en el proceso Bayer.

El hidróxido de sodio, en su mayoría, se sintetiza por el método de caustificación, es decir, juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:

Ca(OH)2 (aq) + Na2 CO 3 (aq) → 2 NaOH(aq) + CaCO3 (s)

Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro sódico o salmuera, también es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir cloro.

•Ánodo : 2Cl−→ Cl2 (gas) + 2e-

•Cátodo : 2H2O + 2e- → H2 + 2OH−

Al ir progresando la electrólisis se liberan los aniones cloruro, y son sustituidos por iones hidróxido que, combinados con los cationes sodio presentes en la disolución, forman el hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico, debido a su bajísimo potencial.

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método tradicional para producir margarina común, un pretzel y también para elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

Cloruro de bario es un compuesto químico de fórmula Ba Cl 2. Es una de las sales solubles en agua más importantes de bario. Al igual que otras sales de bario, es tóxica y da una coloración amarillo-verde a la llama. También es higroscópico.

Índice [ocultar]

•1 Estructura y propiedades

•2 Preparación

•3 Aplicaciones

•4 Seguridad

•5 Referencias

•6 Enlaces externos

Estructura y propiedades[editar]

BaCl2 cristaliza tanto en fluorita y cloruro de plomo, los cuales pueden acomodar la preferencia de los grandes iones Ba2+ para los números de coordinación superior a seis2 En una solución acuosa, el BaCl2 se comporta como una simple sal. En el agua es un electrolito 1:2 y la solución presenta un pH neutro.

El Cloruro de bario reacciona con iones de sulfato para producir un precipitado blanco espeso de sulfato de bario.

Ba2+ (ac) + SO42- ( ac) → BaSO4 (s)

Con Oxalato se da una reacción similar:

Ba2+ (ac) + C2O42- (ac) → BaC 2O4 (s)

Preparación[editar]

Aunque económicamente disponible, el cloruro de bario puede ser preparado a partir de h idróxido de bario o carbonato de bario, con carbonato de bario que se encuentra de forma natural como el mineral witherita. Estas sales de base reaccionan con ácido clorhídrico para dar cloruro de bario hidratado. A escala industrial, se prepara a través de un proceso de dos pasos a partir de barita (sulfato de bario ):3

BaSO4 + 4C → BaS + 4CO

Este primer paso requiere de altas temperaturas.

Cloruro de bario

Nombre (IUPAC) sistemático

Cloruro de Bario

General

Fórmula molecular B

a

C

l2

Identificadores

Número CAS 1

0

3

6

1

-

3

7

-

21

Número RTECS C

Q

8

7

5

0

0

0

0

PubChem 2

5

2

0

4

Propiedades físicas

Estado de agregación S

ó

li

d

o

Apariencia S

ó

li

d

o

B

l

a

n

c

o

Densidad 3

8

5

6

k

g

/

m3;

3

,

8

5

6

g

/

c

m3

Masa molar 2

0

8

,

2

3

g

/

m

o

l

Punto de fusión 1

2

3

5

K

(

9

6

2

°

C

)

Punto de ebullición 1

8

3

3

K

(

1

5

6

0

°

C

)

Estructura cristalina O

rt

o

g

o

n

a

l

Propiedades químicas

Solubilidad en agua 3

5

,

8

g

/

1

0

0

m

L

(

2

0

°

C

)

Termoquímica

ΔfH 0 gas −

4

9

8

,

7

3

k

J/

m

o

l

ΔfH0líquido −

8

3

2

,

4

7

k

J/

m

o

l

ΔfH0sólido −

8

5

8

,

5

6

k

J/

m

o

l

S 0 gas, 1 bar 3

2

5

,

7

3

J·

m

o

l-

1·

K

Peligrosidad

NFPA 704

020

Frases R R

2

0

,

R

2

5

Frases S S

1

/

2

,

S

4

5

Compuestos relacionados

Otros Aniones F

l

u

o

r

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b

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B

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Otros Cationes C

l

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si

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C

l

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u

r

o

d

e

p

l

o

m

o

Valores en el SI y en condiciones estándar

(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario

Cd» redirige aquí. Para otras acepciones, véase CD (desambiguación).

Plata ← Cadmio → Indio

48Cd

Tabla completa • Tabla ampliada

Plateado gris metálico

Información general

Nombre, símbolo, número

Serie química

Grupo, período, bloque

Masa atómica

Configuración electrónica

Dureza Mohs

Electrones por nivel

Propiedades atómicas

Radio medio

Electronegatividad

Radio atómico (calc)

Radio covalente

Radio de van der Waals

Estado(s) de oxidación

Óxido

1.ª Energía de ionización

2.ª Energía de ionización

3.ª Energía de ionización

Propiedades físicas

Estado ordinario

Densidad

Punto de fusión

Punto de ebullición

Entalpía de vaporización

Entalpía de fusión

Presión de vapor

Varios

Estructura cristalina

N° CAS

N° EINECS

Calor específico

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Velocidad del sonido

Isótopos más estables

Artículo principal: Isótopos del cadmio

iso AN Periodo MD Ed P D MeV

108Cd 0,89% Estable con 60 neutrones109Cd Sintético 462,6 d e 0,214 109Ag110Cd 12,49% Estable con 62 neutrones111Cd 12,8% Estable con 63 neutrones112Cd 24,13% Estable con 64 neutrones113Cd Sintético 7,7 × 1015 a ß - 0,316 113In113Cd Sintético 14,1 a ß -

TI0,5800,264

113In

114Cd 28,73% Estable con 66 neutrones116Cd 7,49% Estable con 68 neutrones

Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se

indique lo contrario.

Es uno de los metales más tóxicos existentes. Normalmente se encuentra en minas de zinc y se emplea especialmente en pilas.

Características principales

Cadmio puro

El cadmio es un metal blanco azulado, dúctil y maleable. Se puede cortar fácilmente con un cuchillo. En algunos aspectos es similar al zinc.

La toxicidad que presenta es similar a la del mercurio; posiblemente se enlace a residuos de cisteína. La metaloti oneína , que tiene residuos de cisteína, se enlaza selectivamente con el cadmio.

Su estado de oxidación más común es el +2. Puede presentar el estado de oxidación +1, pero es muy inestable.

Efectos en la salud[editar]

El cadmio puede ser encontrado mayoritariamente en la corteza terrestre. Este siempre ocurre en combinación con el zinc. El cadmio también se consigue en las industrias como inevitable subproducto de extracciones de zinc, plomo y cobre. La toma por los humanos de cadmio tiene lugar mayormente a través de la comida. Los alimentos que son ricos en cadmio pueden en gran medida incrementar la concentración de cadmio en los humanos. Ejemplos son patés, champiñones, mariscos, mejillones, cacao y algas secas. Una exposición a niveles significativamente altas ocurre cuando la gente fuma. El humo del tabaco transporta el cadmio a los pulmones. Cuando la gente respira el cadmio, éste puede dañar severamente los pulmones. Esto puede incluso causar la muerte. Otros efectos sobre la salud que pueden ser causados por el cadmio son:

•diarreas, dolor de estómago y vómitos severos,

•debilitamiento óseo,

•fallos en la reproducción y posibilidad incluso de infertilidad,

•daño al sistema nervioso central,

•daño al sistema inmune,

•desórdenes psicológicos,

•posible daño en el ADN o desarrollo de cáncer.

Efectos ambientales[editar]

De forma natural grandes cantidades de cadmio son liberadas al ambiente, sobre 25.000 toneladas al año. La mitad de este cadmio es liberado en los ríos a través de la descomposición de rocas, también es liberado al aire a través de incendios forestales y volcanes. El resto es liberado por las actividades humanas, como es la manufacturación.

Las aguas residuales con cadmio, procedentes mayoritariamente de las industrias, terminan en suelos. Las causas de estas corrientes de residuos son, por ejemplo, la producción de zinc, minerales de fosfato y las bioindustrias del estiércol. El cadmio de las corrientes residuales puede también entrar en el aire a través de la quema de residuos urbanos y de la quema de combustibles fósiles. En 2007, debido a las regulaciones, sólo una pequeña cantidad de cadmio entra en el agua a través del vertido de aguas residuales de casas o industrias.

Algunos hongos pueden acumular cadmio (y otros metales pesados) en las setas con concentraciones cientos de veces superiores a las del ambiente en el que viven. La ingesta de grandes cantidades de estas especies de setas puede producir cuadros de envenenamiento, a menudo subclínicos, pasajeros, y a los que generalmente no se presta excesiva atención. Se sabe que esto ocurre en algunos Agaricus, como A. macrosporus por ejemplo, un tipo de setas (champiñones) que se consideran normalmente comestibles.

Aplicaciones[editar]

Aproximadamente tres cuartas partes del cadmio producido se emplea en la fabricación de baterías. Especialmente en las baterías de níquel-cadmio. Una parte importante se emplea en galvanoplastia (como recubrimiento). Algunas sales se emplean como pigmentos. Por ejemplo, el sulfuro de cadmio se emplea como pigmento amarillo. Se emplea en algunas aleaciones de bajo punto de fusión. Debido a su bajo coeficiente de fricción y muy buena resistencia a la fatiga, se emplea en aleaciones para cojinetes. Muchos tipos de soldaduras contienen este metal. En barras de control en fisión nu clear . Algunos compuestos fosforescentes de cadmio se emplean en televisores. Se emplea en algunos semiconductores. Algunos compuestos de cadmio se emplean como estabilizantes de plásticos como el PVC. Se aplica también como pigmento en la fabricación de pintura, como el acrílico, óleo, etc.

Historia[editar]

El cadmio (en latín, cadmia, y en griego kadmeia, que significa "calamina", el nombre que recibía antiguamente el carbonato de zinc) fue descubierto en Alemania en 1817 por Friedrich Stromeyer, quien observó que algunas muestras de calamina con impurezas cambiaban de color cuando se calentaban, mientras que la calamina pura no lo hacía; encontró el nuevo elemento como impureza en este compuesto de zinc. Durante unos cien años Alemania fue el principal productor de este metal.

Abundancia y obtención[editar]

Es un elemento escaso en la corteza terrestre. Las minas de cadmio son difíciles de encontrar, y suelen estar en pequeñas cantidades. Suele sustituir al zinc en sus minerales debido a su parecido químico. Se obtiene generalmente como subproducto; el cadmio se separa del zinc precipitándolo con sulfatos o mediante destilación. Generalmente el zinc y el cadmio están en sus minerales como sulfuros, al tostarlos se obtiene una mezcla de óxidos y sulfatos, y el cadmio se separa aprovechando la mayor facilidad para reducirlo.

El mineral más importante de zinc es la esfalerita, (Zn, Fe)S, siendo el mineral análogo de cadmio la greenockita, CdS. Además de obtenerse de la minería y metalurgia de sulfuros de zinc, también se obtiene, en menor medida, de los de plomo y cobre. Existen otras fuentes secundarias: del reciclado de chatarra de hierro y acero se obtiene aproximadamente el 10% del cadmio consumido.

Plata ← Cadmio → Indio

48Cd

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Plateado gris metálico

Información general

Nombre, símbolo, número

Serie química

Grupo, período, bloque

Masa atómica

Configuración electrónica

Dureza Mohs

Electrones por nivel

Propiedades atómicas

Radio medio

Electronegatividad

Radio atómico (calc)

Radio covalente

Radio de van der Waals

Estado(s) de oxidación

Óxido

1.ª Energía de ionización

2.ª Energía de ionización

3.ª Energía de ionización

Propiedades físicas

Estado ordinario

Densidad

Punto de fusión

Punto de ebullición

Entalpía de vaporización

Entalpía de fusión

Presión de vapor

Varios

Estructura cristalina

N° CAS

N° EINECS

Calor específico

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Velocidad del sonido

Isótopos más estables

Artículo principal: Isótopos del cadmio

iso AN Periodo MD Ed P D MeV

108Cd 0,89% Estable con 60 neutrones109Cd Sintético 462,6 d e 0,214 109Ag110Cd 12,49% Estable con 62 neutrones111Cd 12,8% Estable con 63 neutrones112Cd 24,13% Estable con 64 neutrones113Cd Sintético 7,7 × 1015 a ß - 0,316 113In113Cd Sintético 14,1 a ß -

TI0,5800,264

113In

114Cd 28,73% Estable con 66 neutrones116Cd 7,49% Estable con 68 neutrones

Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se

indique

La acetona o propanona es un compuesto químico de fórmula química CH3(CO)CH3 del grupo de las cetonas que se encuentra naturalmente en el medio ambiente. A temperatura ambiente se presenta como un líquido incoloro de olor característico. Se evapora fácilmente, es inflamable y es soluble en agua. La acetona sintetizada se usa en la fabricación de plásticos, fibras, medicamentos y otros productos químicos, así como disolvente de otras sustancias químicas.

Índice [ocultar]

•1 Solubilidad

•2 Química Industrial

o2.1 Procesos de fabricación

2.1.1 EE.UU.

2.1.2 España

•3 Aplicaciones industriales y demanda

•4 Estado en el medioambiente

•5 Metabolismo

•6 Riesgos para la salud

•7 Véase también

•8 Referencias

•9 Enlaces externos

Solubilidad[editar]

Este compuesto es miscible en agua.

Química Industrial[editar]

Procesos de fabricación[editar]

La síntesis a escala industrial2 de la acetona se realiza mayoritariamente (90% de la capacidad en los EEUU) según el proceso catalítico de hidrólisis en medio ácido del hidroperóxido de cumeno, que permite también la obtención de fenol como coproducto, en una relación en peso de 0,61:1

Un segundo método de obtención (6% de la capacidad de los EE. UU. en 1995) es la deshidrogenación catalítica del alcohol isopropílico.

Otras vías de síntesis de acetona:

•Biofermentación

•Oxidación de polipropileno

•Oxidación de diisopropilbenceno

EE.UU.[editar]

En los EE.UU, el 90% de la producción de acetona manufacturada se realiza mediante el proceso de peroxidación de cumeno con una capacidad que alcanzó en el 2002 los 1,839 millones de toneladas. En el 2002 la capacidad se repartía en 11 plantas de fabricación pertenecientes a 8 compañías.3

Miles de toneladas:

•Sunoco (Frankford, Haverhill) 576

•Shell (Deer Park-Texas) 324

•Ineos Phenol (Theodore-Alabama) 274

•Dow (Freeport, Institute) 256

•MVPPP (Mount Vernon) 195

•Georgia Gulf (Pasadena, Plaquemine) 181

•JLM Chemicals (Blue Island) 25

•Goodyear Tire & Rubber (Bayport) 8

Total 1,839 millones de toneladas

España[editar]

Según el directorio4 de la Federación empresarial de la industria química española (FEIQUE) las siguientes compañías se dedican en España a la fabricación industrial de acetona:

•Barcelonesa de Drogas y Productos Quimicos, S.A.

•Cepsa Química (La Rábida,Palos de la Frontera, HUELVA)

•Química Farmacéutica Bayer, S.A.

•Rhodia Iberia S.A.

•Cor Química S.L. (Valdemoro, Madrid)

•PROQUIBASA (Barcelona)

•Quality Chemicals S.L. (Esparraguera, Barcelona)

•JGV69 (Alicante,Alicante)

•Laboratorios e Industrias Noriega S.L (Oviedo, Asturias)

•sustitución aromática puede seguir tres caminos; electrofilico, nucleofilico y

de radicales libres. Las reacciones de sustitución aromáticas más corrientes

son las originadas por reactivos electrofilicos. Su capacidad para actuar

como un dador de electrones se debe a la polarización del núcleo

Bencénico. Las reacciones típicas del benceno son las de sustitución. Los

agentes de sustitución más frecuentemente utilizados son el cloro, bromo,

ácido nítrico y ácido sulfúrico concentrado y caliente.

•

Halogenación

•

El cloro y el bromo dan derivados de sustitución que recibe el nombre de

haluros de arilo.

C6H6 + Cl2 C6H5Cl + HCl Clorobenceno

C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr Bromobenceno

•

La halogenación está favorecida por la temperatura baja y algún

catalizador, como el hierro o tricloruro de aluminio, que polariza al halógeno

X para que se produzca enérgicamente la reacción. Los catalizadores

suelen ser sustancias que presentan deficiencia de electrones.

•

Sulfonación

•

Cuando los hidrocarburos bencénicos se tratan con ácido sulfúrico fumante

(ácido sulfúrico que contiene anhídrido sulfúrico) H2SO4 + SO3 se forman

compuestos característicos que reciben el nombre de ácidos sulfónicos. En

realidad, se cree que el agente activo es el SO3

•

C6H6 + HOSO3H C6H5SO3H + H2O Ácido benceno sulfónico

•

Nitración

•

El ácido nítrico fumante o también una mezcla de ácidos nítrico y sulfúricos

(mezcla sulfonítrica), una parte de ácido nítrico y tres sulfúricos, produce

derivados nitrados, por sustitución. El ácido sulfúrico absorbe el agua

producida en la nitración y así se evita la reacción inversa:

•

C6H6 + HONO2 C6H5NO2 + H2O Nitro -benceno

•

Combustión.

•El benceno es inflamable y arde con llama fuliginosa, propiedad

característica de mayoría de los compuestos aromáticos y que se debe a su

alto contenido en carbono.

•2 C6H6 +15 O2 12CO2 + 6H2O

•

Hidrogenación

•.

El núcleo Bencénico, por catálisis, fija seis átomos de hidrógeno, formando

el ciclohexano, manteniendo así la estructura de la cadena cerrada.

•

C6H6 + 3H2 C6H12

•

Síntesis de Friedel y Crafts, Alquilación

•El benceno reacciona con los haluros de alquilo, en presencia de Cloruro

de aluminio anhidro como catalizador, formando homólogos.

•

C6H6 + CH3Cl C6H5CH3 + HCl Tolueno

•

El ataque sobre el anillo bencénico por el ion CH3 electrofilico es semejante

al realizado por el ion Cl en la halogenación.

•

Síntesis de Wurtz – Fitting.

•

Es una modificación de la de Wurtz de la serie grasa. Los homólogos del

benceno pueden prepararse calentando una solución etérea de un

halogenuro de alquilo y otro de arilo con sodio.Este método tiene la ventaja

sobre el de Friedel – Crafts, de que se conoce la estructura del producto y

puede introducirse fácilmente cadenas largas normales.

•PROPIEDADES FISICAS

•La serie aromática se caracteriza por una gran estabilidad debido a las

múltiples formas resonantes que presenta.Muestra muy baja reactividad a

las reacciones de adición. El benceno es una molécula plana con un alto

grado de saturación lo cual favorece las reacciones de sustitución. Es un

líquido menos denso que el agua y poco soluble en ella.Es muy soluble en

otros hidrocarburos. El benceno es bastante tóxico para el hombre

nitrato de plata es una sal inorgánica mixta. Este compuesto es muy utilizado para detectar la presencia de cloruro en otras soluciones.

Cuando está diluido en agua, reacciona con el cobre formando nitrato de cobre, se filtra y lo que se queda en el filtro es plata.

Índice [ocultar]

•1 Propiedades físicas y químicas

•2 Toxicidad

•3 Aplicaciones médicas

•4 Primeros Auxilios

•5 Información adicional

•6 Referencias

Propiedades físicas y químicas[editar]

Fórmula Molecular: AgNO3

Sinónimo: Piedra infernal

Masa molar: 169,87 g/mol

Densidad: 4,35 g/cm3

Forma: Cristales

Color: Incoloro

Olor: Inodoro pero ligeramente tóxico

PH: 5,4–6,4(100 g/l agua 20 °C)

Punto de descomposición: 212 °C

Descomposición termal: > 444 °C

Solubilidad en agua: 2160 g/l (20 °C)

Solubilidad en etanol: 20,8 g/l

Incombustible: Favorece la formación de incendios por desprendimiento de oxígeno. Posibilidad de formación de vapores peligrosos por incendio en el entorno. En caso de incendio pueden producirse óxidos de nitrógeno.

Toxicidad[editar]

Categoría de peligro: Corrosivo, peligroso para el ambiente

Veneno Clase CH: 3 – veneno fuerte

MAK embarazo: IIc

Dosis letal: 50 oral ratas 1173 mg/kg

Por contacto con piel: Quemaduras.

Sobre ojos: Quemaduras. Quemaduras de las mucosas. Peligro de coloración de la córnea.

Por ingestión: Vómito, espasmos estomacales, descomposición, muerte, poco absorbente a través del tracto intestinal.

Aplicaciones médicas[editar]

En la farmacopea de numerosos países el nitrato de plata, junto con la propia plata, se utiliza como antiséptico y desinfectante aplicado por vía tópica. Se encuentra incluido dentro del grupo D08 del código internacional ATC, concretamente con el código D08AL01.[2]

También se utiliza como cauterizante en hemorragias superficiales o para refrescar úlceras encallecidas. Se utiliza en citoquímica para teñir el retículo endoplasmático rugoso

Primeros Auxilios[editar]

Inhalación: Aire fresco. Avisar al médico.

Contacto con la piel: Aclarar con abundante agua. Extraer la sustancia por medio de algodón impregnado con polietilenglicol 400. Despojarse inmediatamente de la ropa contaminada.

Ingestión: Beber abundante agua (hasta varios litros), evitar vómitos (¡Riesgo de perforación!). Avisar inmediatamente al médico. No efectuar medida de neutralización.

Contacto con los ojos: Aclarar con abundante agua, manteniendo los párpados abiertos (al menos durante 10 minutos). Avisar inmediatamente al oftalmólogo

El cloruro de amonio, cloruro amónico o clorhidrato amónico es una sal de amonio cuya fórmula química es NH4Cl. En su forma natural es un mineral conocido como sal amoniacal, sal de amoniaco o sal amoniaco. Su punto de evaporación es tomado como referencia en la escala de temperatura Fahrenheit.

Índice [ocultar]

•1 Síntesis

•2 Propiedades físicas

•3 Farmacología y mecanismos de acción

o3.1 Como diurético

o3.2 Como acidificante

o3.3 Como expectorante

•4 Farmacocinética

•5 Precauciones especiales

•6 Reacciones adversas conocidas

•7 Peligros químicos

o7.1 Límites de exposición

o7.2 Vías de exposición

•8 Almacenamiento

•9 Escala de temperatura Fahrenheit

•10 Véase también

•11 Referencias

Síntesis[editar]

La síntesis del cloruro de amonio se produce a partir de vapores de ácido clorhídrico y de amoníaco:

Propiedades físicas[editar]

En estado sólido la coloración varía entre incoloro y blanco. Es inodoro e higroscópico en diversas formas. Su punto de sublimación es de 350 °C. Su densidad relativa (agua = 1) es 1,5. La presión de vapor que genera es de 0,13 kPa a 160 °C. Su masa molecular es de 53,49 g/mol.

Farmacología y mecanismos de acción[editar]

Como diurético[editar]

El cloruro de amonio aumenta la excreción renal de cloruros y causa una respuesta diurética en personas normales o con edema. Se utilizó en un tiempo en el edema causado por la enfermedad de Läe nnec . Cuando el cloruro de amonio es administrado a dosis de 9 g al día, la diuresis aumenta progresivamente durante la primera semana. A los dos o tres días comienza a elevarse la excreción de sodio.

Como acidificante[editar]

El cloruro de amonio eleva la acidez al incrementar la concentración de hidrogeniones (H+) libres. La dosis es la misma que en su uso como diurético.

Como expectorante[edita r ]

Se sabe que el cloruro de amonio actúa irritando la mucosa, causando estimulación refleja de las glándulas de la mucosa bronquial.

Farmacocinética[editar]

El cloruro de amonio se absorbe fácilmente desde la vía gastrointestinal en unas 5-6 horas tras la ingestión. Su metabolismo se efectúa en el hígado y su excreción es por la orina.

Precauciones especiales[edit ar ]

El cloruro de amonio se contraindica en personas con cirrosis y otras enfermedades hepáticas en virtud de que se puede almacenar y causar intoxicación por el amoníaco. El cloruro de amonio nunca debe usarse como único tratamiento de la alcalosis metabólica en pacientes con disfunción renal grave. Los médicos deben juzgar el uso del cloruro de amonio en pacientes con edema cardíaco o insuficiencia pulmonar debido a que puede existir un trastorno acidobásico intenso. El uso de espironolactona o inhibidores de la anhidrasa carbónica como la acetazolamida puede precipitar una acidosis sistémica.

Reacciones adversas conocidas[editar]

Los efectos secundarios van desde cefalea, confusión, letargo, hiperventilación, bradicardia, irritación gástrica, vómitos, sed, diarrea, anorexia, glucosuria, hipocalemia, tetania, hiponatremia.

Peligros químicos[editar]

La sustancia se descompone al calentarla intensamente o al arder, produciendo humos tóxicos e irritantes de óxidos de nitrógeno, amoníaco y cloruro de hidrógeno. La disolución en agua es un ácido débil. Reacciona violentamente con nitrato amónico y clorato potásico, originando peligro de incendio y explosión. Reacciona con concentrados de ácidos para formar cloruro de hidrógeno y bases fuertes para formar amoníaco. Reacciona con sales de plata para form El óxido de cinc es un compuesto químico de color blanco, se lo conoce como cinc blanco. Su fórmula es ZnO y es poco soluble en agua pero muy soluble en ácidos. Se lo encuentra en estado natural en la cincita. Se usa como pigmento e inhibidor del crecimiento de hongos en pinturas, como rellenador en llantas de goma y como pomada antiséptica en medicina. Alta capacidad calorífica. Acelerador y activador para la vulcanización del caucho. Pigmento protector de la radiación ultravioleta. Una observación importante es que actúa como una capa protectora para el cinc sólido, para que así éste no se oxide fácilmente por tener un alto potencial de oxidación.

El compuesto químico etanol, conocido como alcohol etílico, es un alcohol que se presenta en condiciones normales de presión y temperatura como un líquido incoloro e inflamable con un punto de ebullición de 78,4 °C.

Mezclable con agua en cualquier proporción; a la concentración de 95 % en peso se forma una mezcla azeotrópica.

Su fórmula química es C H 3-C H 2-OH (C2H6O), principal producto de las bebidas alcohólicas como el vino (alrededor de un 13 %), la cerveza (5 %), los licores (hasta un 50 %) o los aguardientes (hasta un 70 %).2

El etanol es el nombre sistemático definido por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, (IUPAC) en inglés, nomenclatura de la química orgánica para una molécula con dos átomos de carbono (prefijo "et-"), que tiene un único vínculo entre ellos (el sufijo "-ano" ), y un grupo unido-OH (sufijo "-ol").3

El prefijo de etilo fue acuñado en 1834 por el químico alemán Justus Liebig.4 etilo es una contracción de la palabra francesa éter (cualquier sustancia que se evapora o sublima fácilmente a temperatura ambiente) y la palabra griega ύλη ( hylé, sustancia).

El nombre de etanol fue acuñado como resultado de una resolución que fue adoptado en la Conferencia Internacional sobre Nomenclatura Química que se celebró en abril de 1892 en Ginebra, Suiza.

El agua destilada es aquella sustancia cuya composición se basa en la unidad de moléculas de H2O y ha sido purificada mediante destilación.

Consumo: agua destilada y agua potabilizada[editar]

La potabilización del agua se aplica a aguas no aptas para el consumo humano, las cuales a veces sufren procesos para matar microorganismos y extraer partículas y metales que puedan ser dañinos al organismo y transformarlas en agua p otable . El agua destilada, al estar libre de estos compuestos, no requiere de potabilización. Además se utiliza como recurso en todas las viviendas en particular y es muy importante para la vida, y actividades humanas.

En la potabilización se utiliza a menudo una muy pequeña cantidad de cloro que no es perjudicial para la salud de una persona. Su ingesta es considerada médicamente inadecuada excepto como recurso para la potabilización y evitar males peores. Alexis Carrel -premio Nobel de Medicina en 1912- incluso llegó a relacionar el agua con la inmortalidad en base a su relación con la vida La célula es inmortal. En realidad es el fluido en el que flota, básicamente agua, lo que degenera. Por lo tanto, al renovar ese fluido a intervalos, proporcionaríamos a las células lo que necesitan para su alimentación, y hasta donde nosotros conocemos, el pulso de la vida continuaría para siempre. Durante principios del siglo XX la medicina y la biología defendieron la pureza del agua en el consumo, y los médicos higienistas recomendaban la ingesta de agua destilada.

Con la aparición del negocio del agua embotellada y la mejora del suministro en las redes urbanas, empezaron a realizarse estudios sobre los efectos fisiológicos positivos de la ingesta de compuestos adicionales al puro H2O, los cuales aparecen en las aguas potabilizadas y también en las embotelladas. Entre estas explicaciones, es que el agua destilada desionizada carece de iones fluoruro, que son añadidos a las aguas embotelladas para reducir la formación de caries. Del mismo modo, existe la explicación de que el agua destilada carece de sales minerales que nuestro organismo necesita.

El consumo de agua destilada es perjudicial para la salud.